Embed Size (px)
DESCRIPTION
QUÍMICA I
Citation preview
1
C.B.T.i.s. 71 UNIDAD N° 4.- Quím
黄
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
4.1.- DEFINICIÓN.- Los compuestos inorgánicos, son sustancias constituídas por moléculas de átomos de dos o más elementos, sin tener al Carbono como principal constituyente molecular, como sucede en los compuestos orgánicos.
Características generales .- Son en su mayoría de carácter iónico, con altos puntos de fusión y de ebullición , solubles sobre todo en agua , buenos conductores de la electricidad a excepción de los covalentes. Estan construídos con enlaces iónicos y covalentes.
Reactividad de los compuestos inorgánicos.- Sus reacciones son casi siempre iónicas: instantáneas, sencillas y rápidas.
Origen de los compuestos inorgánicos: La Teoria del Big Bang, dice que la materia estaba condensada en un núcleo primitivo, densidad 1096 g/cm3, temperatuta de 1032K, explosionó distribuyendo la materia y radiación por el espacio. Formándose las primeras partículas llamadas quarks y las 4 principales fuerzas universales: gravitacional, electromagnética, nuclear fuerte y nuclear débil. De la energía solar, las reaciones nucleares de fisión y fusión se generaron hidrógeno y helio, y de ahí todos los compuestos; ordinariamente por la acción de las fuerzas fisicoquímicas: fusión, sublimación, difusión, electrólisis y reacciones químicas a diversas temperaturas.
4.2.- Clasificación de los compuestos por su número de elementos :
A).BINARIOS.- De dos elementos: Los Hidruros, los Óxidos y las sales sencillas.
Hidruros metálicos CaH2 Óxidos básicos . ó metálicos. Fe2O3 1.-Los Hidruros 2.- Los Oxidos Hidruros No metálicos H2S Óxidos ácidos ó . Anhídridos. SO2
3.- Las Sales sencillas o hidrasales = Metal con No metal ejemplo: NaCl
B).TERNARIOS.- De 3 elementos Los Hidróxidos ;Ca(OH)2, Los Óxiácidos; H2SO4 . y Las Oxisales ; CuSO4
C).CUATERNARIOS.- De cuatro elementos: 1.- Sales ácidas NaHCO3 2.- Sales básicas Al( OH )2NO3 3.- Sales Dobles CuCoAsO4
Quím 黄
2
D) Con más de cuatro elementos por ej; Los Complejos de coordinación
4.3.- Valencia y número de Oxidación.-
Valencia .- Es la capacidad de combinación que tienen los átomos de cada elemento, depende de la participación de los electrones de su capa más externa.
El número o estado de oxidación .- Es la carga eléctrica del ión, sin que nos importe si ésta es negativa ó positiva. O si es el compuesto es iónico o covalente.. Ver tabla de los números de oxidación.
4.4.- Formulación de un compuesto binario: Ejemplo del sulfuro férrico, éste, está formado por el anión sulfuro S-2 ( de N° de oxidación de -2) y el catión férrico es
Fe+3, (cuyo número o estado de oxidación es de +3 ) . Anotación de la fórmula de las moléculas.- La suma de los estados de oxidación de las moléculas dá CERO : son neutras . Primero anote los elementos con sus n° de oxidación y para balancear las cargas de manera que la suma de ellas dé cero; baje ésos números en forma cruzada para que queden como subíndices, que indican el número de átomos requeridos para su neutralidad. . +3 -2 +3 -2 +3 -2 FORMULA CORRECTA
Fe con S Fe2 S 3 Fe2 S3 Fe2 S3 metal no metal Balanceo + 6 - 6 = 0
Cationes.- La carga eléctrica del elemento es positiva cuando sus atomos han perdido suficientes electrones en la oxidación para convertirse en CATIONES. Aniones.-La carga eléctrica del elemento es negativa cuando sus átomos han ganado suficientes electrones en la reducción para llamarse ANIONES.
REDUCCION ANIONES CATIONES OXIDACIÓN . . -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
4.5.- Reglas para la formulación de compuestos inorgánicos1) Para un element o en estado elemental su carga eléctrica es cero . Metales, como cobre Cu°, fierro Fe° etc.. .Y los Gases nobles: He, Ne, Ar ,.. Las moléculas de los gases son diatómicas: Dihidrógeno: H2,dioxígeno O2, dinitrógeno N2, dicloro Cl2, También
hay moléculas poliatómicas de un elemento, caso de los alótropos ejemplos:O3 ozono
o trioxígeno, S8 octazufre o ciclooctazufre, P4 tetrafósforo ,
2) En un compuesto, el elemento menos electr onegativo tiene carga positiva , (de la izquierda),mientras que el elemento más electronegativo tiene carga negativa . (drecho) Ver tabla . Los grupos IA y IIA, son metales muy activos que sus numeros de oxidación describen muy bien la carga que tiene cada metal de éstos; carácter fuertemente iónico. En los compuestos los metales alcalinos (IA) trabajan con +1 y los metales alcalino térreos(IIA) trabajan con +2
Quím 黄
3
Los elementos de los grupos IIIA y IVA de la Tabla Periódica se definen claramente que forman compuestos de carácter covalente.
3)En un compuesto la suma de las cargas de sus moléculas debe ser igual a cero.4) El O xigeno trabaja con el estado de oxidación de -2 , excepto en los peróxidos que
es de –1 , que se caracterizan por llevar el grupo PEROXO ( - O – O -) ,representado como O2
2-. Ejemplo en el Peróxido de Hidrógeno = H2O2 5) En un ion poliatómico su carga indica la suma de los estados de oxidación de cada uno de los átomos que lo forman . Ejemplo: Ión sulfato y el ion sulfito . Sulfato S+6 O-2
4 -2 = SO4 -2 Sulfito S+4 O-23 -2 = SO3 -2
+6 -8 = +4 -6 =
6) El Hidrógeno trabaja con estado de oxidación de +1, excepto en los hidruros (Metal con hidrógeno) que es de –1. Ejemplo; Hidruro de sodio Na+H-
7)Los no metales, cuando se combinan con el hidrógeno, actúan con el número de oxidación negativo, igual que cuando forman sales binarias.8) Apoyarse en la tabla periódica para consultar los estados de oxidación posibles
Están permitidos también hemi para la relación 1:2 y sesqui para 2:3 .
Los grupos de átomos se indicam mediante prefijos numéricos multiplicativos (bis, tris, tetraquis, etc.) sobre todo si el nombre del grupo incluye otros prefijos numerales.
4.6.-NUMEROS DE OXIDACION DE LOS ELEMENTOS MAS COMUNES
1) Números de oxidación posibles de los METALES
Elemento, Símb. Valencias Elem.Símb.Valencias Elem.Símb.Valencias Berilio Be +2 Litio Li +1 Magnesio Mg +2 Cobre Cu +1 y +2 Sodio Na +1 Calcio Ca +2 Mercurio Hg +1 y +2 Potsio K +1 Estroncio Sr +2 Rubidio Rb +1 Bario Ba +2 Hierro Fe +2 y +3 Cesio Cs +1 Radio Ra +2 Cobalto Co +2 y +3 Francio Fr +1 Cinc Zn +2 Niquel Ni +2 y +3 Plata Pt +1 Cadmio Cd +2 Oro Au +1 y +3 Estaño Sn+2 y +4 Plomo Pb+2 y +4 Platino Pt+2 y +4 Iridio Ir+2 y +4 Paladio Pd+2 y +4 Vanadio Vd +2 y +3 Aluminio Al-3 y +3
Cromo Cr+2,+3,+4,y +7 Manganeso Mn+2,+3,+4,y +7 Molibdeno Mo+2,+3,+4,y +7
Quím 黄
4
Elemento, Símbolos y Valencias más comunes
Hidrógeno=H+1 y -1 Ión Amonio = NH3 +1
Boro= B-3 y +3 Carbono=C-4 +4, +2 Silicio=Si-4 +4, +2
FAMILIA DEL NITRÓGENO Nitrógeno=N-3, +5, +4, +3, +2, +1
Fósforo=P-3,+5,+3 Arsénico= As -3,+5,+3 Antimonio=Sb-3,+5,+3 Bismuto= Bi-3,+5,+3
Oxígeno=O-2 y -1 Azufre=S-2, +2, +4, +6 Selenio=Se-2, +2, +4, +6 Telurio=Te-2, +2, +4, +6
LOS HALÓGENOS
Fluor = F-1, +1, +3, +5, +7 Cloro= Cl-1, +1, +3, +5, +7 Bromo= Br-1, +1, +3, +5, +7 Iodo=I -1, +1, +3, +5, +7
Astato=At -1, +1, +3, +5, +7
N° de oxidación______EJEMPLO DE ANIONES _______________ Con -1 : Fluoruro F-1 Cloruro Cl-1 Bromuro Br -1 Yoduro I - 1 Con -2 : Óxido O -2 Sulfuro S -2 Seleniuro Se -2 Telururo Te -2 Con - 3 : Nitruro N -3 Fosfuro P -3 Arseniuro As -3 __ Con - 4 : Carburo C -4 Siliciuro Si -4 Algo más sobre el estado ó número de oxidación:Es difícil hablar del Sulfuro de Zinc,
como sustancia iónica,( con iones Zn+2 más iones S-2 ) o como sustancia covalente polar, pues el Zinc y el Azufre comparten un par de electrones casi pero no totalmente por igual . No hay un 100% en lo iónico, ni en lo covalente. Y hay veces, es difícil diferenciar entre un compuesto iónico y un compuesto covalente, por éste motivo se creó el concepto de estado de oxidación o número de oxidación, para quitarnos de éstas broncas confusas, para manejar el mismo modelo tanto para describir los compuestos iónicos, como a los covalentes (considerando a éstos como como si tuvieran iones; sabiendo que no los tienen).
El número de oxidación es la carga que tendría un átomo si su compuesto fuera iónico . Por ejemplo el SrF2 Es un compuesto bastante iónico, el número de oxidación para el estroncio es +2. El CO es un compuesto muy covalente , el número de oxidación para éste Carbono es +2. Observamos que no damos importancia si es iónico ó si es covalente cuando asignamos el número de oxidación.
Los grupos IA y IIA, son metales mucho muy activos = fuertísimamente iónicos. .
Quím 黄
5
Los grupos IIIA y IVA describen compuestos que son claramente definidos de carácter covalente.
Nota; Aunque se asigne un numero de oxidación de +3 al Aluminio y de -1 al bromo, en el AlBr3
Bromuro de aluminio, ES ERRÓNEO SUPONER QUE el AlBr3 contiene iones Al+3 con iones Br-1, pues en realidad existe como moléculas Al 2Br6 .
Estas observaciones se agravan cuando tratamos con los elementos de transición, por ejemplo el Óxido de Manganeso MnO, es un compuesto suficientemente iónico como para que la consideremos como tal, que contiene iones Mn+2 y O-2.
Por otro lado el Mn2O7 es un compuesto COVALENTE que hierve a temperatura ambiente. Por
lo cual es mejor considerar que el Mn2O7 tiene manganeso en estado de oxidación de + 7 en
lugar de pensar en iones Mn+7
Sabía usted que: El Manganeso proviene de la mena . Pirolusita, MnO2. que proviene del griego pyrós, fuego y lisis, . . descomposición. No se le encuentra nativo: El MnO2 tiene . un 63% de .manganeso, pero se usan otras como la . . braunita (MnS12O3) de 69%. .Forma Critales tetragonales
Usos: industria siderúrgica, fabricación de baterías secas, . . producción de acero, aleaciones ferromanganeso, purificador ; . de el hierro al que le quita el oxígeno y el azufre. Decolorante : . del vidrio . Se utiliza en pinturas y barnices, para pintar cristales y cerámica . En tintes para el algodón como sulfato de manganeso (II) (MnSO4
Fórmula desarrollada del Mn2O7 , Anhídrido permangánico ( nombre tadicional) u Heptaóxido de Manganeso II
4.7.- NUMEROS DE OXIDACION DEL MANGANESO y CROMO
. Mn +2 ,+3 Mn +4 y Mn+ 6 , +7
Ojo:Cuando el Mn trabaja con +2 y +3 se comporta como METAL , formando OXIDOS
METALICOS o BASICOS ejemplo: Ejemplo de la NOMENCLATURA Stock:
Óxido de manganeso II = Mn+2O-2 = MnO
Óxido de manganeso III = Mn+3O-2 = Mn2O3
Quím 黄
6
Cuando el Mn trabaja con +4 produce un OXIDO QUE SOLO SE PUEDE DETERMINAR CON
ESTA NOMENCLATURA: Dioxido de Manganeso: Mn2O4 = MnO2
Cuando el Mn trabaja con +6 Y +7 se comporta como un NO METAL FORMANDO OXIDOS NO METALICOS u Óxidos Ácidos, también llamados ANHÍDRIDOS. NOMENCLATURA Stock ____ Tradicional_____________
Mn+6O-23 = MnO3 Óxido de manganeso VI Anhídrido mangánico
Mn+72O-2
7 = Mn2O7 Óxido de manganeso VII Anhídrido permangánico Nota: Igual sucede con el Cr
4.8.- NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORG.
1.- Nomenclaturas.- La International Union of Pure and Applied Chemistry, conocida como IUPAC, por sus reglas en inglés (Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada, UIQPA), aceptan tres sistemas 1).- La nomenclatura sistemática, racional ó iupac: Refiere la atomicidad de cada uno de los elementos de la molecula del compuesto, con prefijos numéricos griegos: mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, etc.. Ej: Fe2O3 trióxido de dihierro . Prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico .
2).- La nomenclatura stock-Werner : Emplea números romanos para indicar el estado de oxidación del metal. Ej. En lugar de “ ferroso “ Fe+2 se escribe Fe (II) . En vez de “férrico” Fe+3 es Fierro (III) . Nombre genérico + de + nombre del elemento + el No. de valencia Ejemplo: Fe2
+3S3-2. Sulfuro de hierro (III)
3).- La nomenclatura clásica, tradicional ó funcional. Si el metal trabaja con una valencia menor y una mayor . “oso” para la menor e “íco” para la mayor. Ej: Ferroso y Férrico.
Para el no metal de los Anhídridos y los Oxiácidos Para el no metal de las Oxisales valencias: +1 ó +2 Hipo______oso +1 ó +2 Hipo _____ito . +3 ó +4 ______oso +3 ó +4 _____ito . +5 ó +6 _______ico +5 ó +6 _____ato . +7 per_______ico +7 per ______ato 4.9.- COMBINACIONES BINARIAS HIDROGENADAS
1).- HÍDRIDOS SALINOS O HIDRUROS METÁLICOS . Son combinaciones binarias de HIDROGENO mas un METAL. . . Son compuestos iónicos . El ion
hidruro trabaja con valencia de H-1 , y . por ser más
Quím 黄
7
electronegativo que los metales, se anota a la derecha del Metal. . Tanto en la nomenclatura tradicional como en la de Stock, el nombre . genérico es la palabra hidruro seguida del metal correspondiente .
en genitivo o adjetivado.
Se utilizan prefijos numerales para indicar el número de átomos de hidrógeno.
NOMENCLATURAS NOMENCLATURA FORMULA SISTEMÁTICA y STOCK T R A D I C I O N A L
LiH MONOHIDRURO DE LITIO HIDRURO DE LITIO Stock Hidruro de litio NaH MONOHIDRURO DE SODIO HIDRURO SÓDICO Hidruro de sodio MONOHIDRURO DE POTASIO KH Stock Hidruro de potasio HIDRURO POTÁSICO
CuH MONOHIDRURO DE COBRE HIDRURO CUPROSO Stock Hidruro de cobre ( I )
BeH2 DIHIRURO DE BERILIO HIDRURO BERÍLICO Stock Hidruro de berilio
CaH2 DIHIRURO DE CALCIO HIDRURO CALCICO Stock Hidruro de calcio
BaH2 DIHIDRURO DE BARIO HIDRURO BÁRICO Stock Hidruro de bario AlH3 TRIHIDRURO DE ALUMINIO HIDRURO ALUMÍNICO Stock hidruro de aluminio FeH2 DIHIDRURO DE HIERRO HIDRURO FERROSO Stock hidruro de hierro (II) FeH3 TRIHIDRURO DE HIERRO HIDRURO FÉRRICO Stock hidruro de hierro (III)
MnH3 TRIHDRURO DE MANGANESO HIDRURO MANGÁNICO Stock=hidruro de Manganeso(III)
CoH2 DIHDRURO DE COBALTO HIDRURO COBALTOSO hidruro DE COBALTO (II)
SnH4 TETRAHIDRUDO DE ESTAÑO HIDRUDO ESTANNICO Stock Hidruro de estaño (IV)
PbH4 TETRAHIDRURO DE PLOMO HIDRURO PLÚMBICO Stock Hidruro de Plomo (IV) .
Quím 黄
8
Una novedosa mezcla de hidruro de litio y nanotubos de carbono rellenos de oro demostró ser capaz de convertir la radiación directamente en electricidad y podría servir para impulsar las naves espaciales en misiones largas. Además los hidruros metálicos son una buena opción en la fabricación de celdas del combustible hidrógeno.
2) HÍDRIDOS ÁCIDOS ó Ácidos de Halogenuro . H n X n Combinación del H con Halógenos (F, Cl, Br, I) o Calcógenos (S, Se, Te), los que actúan con valencia 1 y 2 respectivamente. Son compuestos moleculares gaseosos y su carácter ácido lo manifiestan cuando se disuelven en agua, dando soluciones ácidas.NOMENCLATURA DE LOS HIDRÁCIDOS.- Ej. Escriba: Acido Raíz del elemento, terminación hídrico.
HCl ACIDO CLOR + HIDRICO = ÁCIDO CLORHÍDRICO
O bien, agregue el sufijo -uro a la raíz del nombre del elemento,seguido de la preposición de hidrógeno. Ejemplo Raíz del elemento Sufijo uro
HCl CLOR URO DE HIDRÓGENO = Cloruro de Hidrógeno
HCl Acido clorhídrico. Disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno Es muy corrosivo y ácido. Es “Monoprótico”porque tiene solo un Hidrógeno. H2S Acido sulfhídrico : sulfuro de hidrógeno gas, más pesado que el aire, infla- mable, incoloro, tóxico , de olor a huevos podridos, gas de alcantarilla. “Diprótico = 2 H Ejercicios. Nombrar los siguientes hidrácidos:HF _____________________ H2Se _____________________Escribir las fórmulas químicas de los siguientes hidrácidos e indicar otro nombre:Acido bromhídrico _____ Acido yodhídrico _____ Acido telurhídrico ___Se acostumbra incluir también entre los hidrácidos al HCN (ácido cianhídrico) yal HN3 (azida de hidrógeno) . Hay azidas iónicas y covalentes . Se le llama “ Azida “al anión con fórmula N3
- .Es la base conjugada del ácido hidrazóico. La azida es también un grupo funcional en química orgánica, [] es un anión linear que tiene propiedades isoelectrónicas con CO2 y N2O. Debido a la teoría enlaces valencia la azida puede ser descrita con diferentes estructuras resonantes, una de las más importantes es N-
=N+=N-.
Quím 黄
9
La azida sódica, NaN3, es una sal muy tóxica que se emplea como prolenate en la fabricación de
airbags .Aproximadamente 130g de azida de sodio producirán 67 L de nitrógeno gaseoso, lo que es suficiente para inflar la bolsa de aire del automóvil. Investigar la reacción.
3) HÍDRIDOS BÁSICOS_O NITROGENOIDESAsí se les denomina a las combinaciones de átomos H con átomos de los elementos Nitrogenoides (N, P, As, Sb ) , del grupo VA: Nitramina, Fosfina, Arsina, Estibina. Se nombran agregando el sufijo -ina a la raíz del nombre del elemento.
NH3 Nitramina o amoníaco, trihidruro de nitrógeno, hidruro de nitrógeno (III), gas de amonio o AM-FOL
PH3 Fosfina o trihidruro de fósforo, fosfuro de hidrógeno. Es un gas incoloro que huele a pescado podrido. Usos; Insecticidas, Fumigantes (para granos almacenados)
AsH3 Arsina o trihidruro de arsénico, El principal uso es en la industria electrónica, . . . . como gas dopante para la formación de materiales semiconductores.
SbH3 Estibina o Hidrógeno antimoniado, Antimoniuro de hidrógeno.- Gas tóxico. Se . . forma cuando los compuestos del antimonio reaccionan con algún ácido.
El carácter básico de éstos HÍDRIDOS se manifiesta porque fácilmente son aceptores de los protones (H + ) del agua (origina iones dando lugar a los
iones amonio, fosfonio, etc. Ejemplo de sus reacciónes básicas con el OH-): HIDROX IDOS NH3 + H2O
NH4+ + OH- NH4OH
amoniaco ión amonio Ión oxhidrilo
PH3 + H2O PH4+ + OH-
PH4 OH
Quím 黄
10
Fosfina ion fosfonio Ión oxhidrilo
AsH3 + H2O AsH4+ + OH-
AsH4 OH
Arsina ion arsonio Ión oxhidrilo
4) HÍDRIDOS HOMÓLOGOS___________-_ANO_____Son combinaciones de átomos H con átomos de elementos CARBONOIDES( Gpo IVA). Se nombranagregando el sufijo -ano a la raíz del nombre del elemento. Son compuestos molecularesgaseosos.CH4 = Metano SnH4 = Estanano , tetrahidruro de estaño, hidruro de estaño (IV), hidruro estánnico SiH4 Silano o tetrahidruro de silicio PbH4 PlumbanoGeH4 Germanano B2H6 diborano = Gas
incoloro a temperatura ambiente, dá un olor dulce repulsivo, se mezcla con el aire, formando fácilmente mezclas explosivas, propelentes de cohetes , como vulcanizador de gomas , como un catalizador para la polimerización de hidrocarburo s
Con los metales: AlH3, hidruro o trihidruro de aluminio; PbH4, tetrahidruro de plomo o
hidruro de plomo (IV); BaH2
El plumbano, PbH4, es muy inestable, se forma en trazas, cuando se tratan con ácido aleaciones
de magnesio-plomo.
COMBINACIONES DEL HIDRÓGENODel grupo IVA Del grupo VA VIA VIIA
CH4(g) NH3(g) H2O(l) HF(g) SiH4(g) PH3(g) H2S HCl(g) GeH4(g) AsH3(g) H2Se(g) HBr(g)
SbH3(g) H2Te(g) HI(g)
Nota: En LA NOMENCLATURA SISTEMÁTICA Ó IUPAC Puede haber confusión con algunos compuestos como en las sales dobles, triples, oxisales y similares, se pueden emplear los prefijos bis-, tris-, tetras-, etc. Ejemplo:
Ca5F (PO4)3 Ya que si se usara el término trifosfato se estaría hablando del anión trifosfato que se escibe como [P3O10]5-, en cuyo caso Fluoruro tris (fosfato) de calcio la fórmula completa sería: Ca8F (P3O10)3.
Quím 黄
11
Los compuestos inorgánicos se clasifican según por su función química y por el número de elementos químicos contenidos. . Una función química es la tendencia de las sustancias a reaccionar de manera semejante en presencia de otras.
Por ejemplo, los ácidos tienen la función Ácido; ion H+1 , se caracterizan por neutralizar a las bases, cuyas propiedades se deben a su función Hidróxido; ion OH-1 . Las principales funciones químicas son: Ácidos, Hidróxidos ó bases, Óxidos, y Sales.
El silano SiH4 o hidruro de silicio (IV) o tetrahidruro de silicio A temperatura ambiente es un gas pirofórico =entra en combustión espontáneamente . . Así Si2H6 = disilano Si3H8 = trisilano
El gas Germano = muy empleado en la fabricación de semiconductores[]
ÓXIDOS BÁSICOS
FÓR- SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL MULA (Por su atomicidad) oxidación= N°romano
Li2O monóxido de dilitio Óxido de litio Óxido de litio Fundente en los vidriados cerámicos y crea blues con cobre y rosados con cobalto., Como cátodo en baterias .,se utiliza para alimentar los dispositivos electrónicos, desde teléfonos móviles hasta computadoras
portátiles a batería coches
Na2O monóxido de disodio Óxido de sodio Óxido de sodio Se utiliza en cerámica y cristales con agua produce hidróxido del sodio .
K2O monóxido de dipotasio Oxido de potasio Oxido de potasio Es soluble en agua .28% p/p (40% . p/v) favorece la planta a las heladas y a la sequía, y la maduración de frutos . .
Rb2O monóxido de dirrubidio Óxido de rubidio Óxido de rubidio Por su gran reactividad, al igual que el litio y el potasio, se emplea para eliminar totalmente los gases en la manufactura de tubos de electrones al vacío, y en aplicaciones electrónicas tales como los fotocátodos luminóforos semiconductores
BeO monóxido de berilio Óxido de berilio Óxido de berilio Se emplea cuando son necesarias elevadas conductividades térmicas y propiedades mecánicas, punto de fusión elevado y aislamiento eléctrico . MgO monóxido de magnesio Óxido de magnesio Óxido de magnesio (periclasa, magnesia calcinada) . sirve para la preparación de carbonatos básicos de magnesio y de morteros resistentes al agua. Su uso mayoritario está en la fabricación de materiales refractarios.
Quím 黄
12
Otras aplicaciones . en la fabricación de abonos y en la preparación de medicamentos contra la acidez
de estómago. Se usa como antídoto para muchos tipos de intoxicaciones.
CaO monóxido de calcio Óxido de calcio Óxido de calcio Cal viva.- El óxido se utiliza en arcos de luz de alta intensidad (luz de cal) a causa de sus
características espectrales poco usuales y como agente deshidratante industrial. Reacciona violentamente con el agua, haciendo que ésta alcance los 90 °C. Se forma entonces hidróxido de calcio, también llamado cal apagada, o Ca (OH)2. En el proceso de nixtamal, para hacer sémola de maíz y masa para tortillasBaO (mon)óxido de bario Óxido de bario Óxido de bario Hay dos tipos básicos de vidrio óptico:Flint: es un vidrio que generalmente contiene altos porcentajes de óxido de plomo, lo cual hace que presente un índice de refracción y un grado de dispersión elevados. Y el Crown: es un vidrio que contiene óxido de bario y combina un elevado índice de refracción con una baja dispersión
Al2O3 Trióxido de dialuminio Óxido de aluminio Óxido de aluminio Es anfótero, es decir, presenta a la vez propiedades ácidas y básicas. En un medio oxidante, en particular en el aire, se cubre de una densa película de óxido que lo protege contra la corrosión. Por esta razón, los materiales hechos de aluminio no se oxidan. .
Ga2O3 Trióxido de galio Óxido de galio (III) Óxido gálico Son sustancias fosforescentes de óxidos, basadas en óxidos de galio dopados, gelatos y germanatos alcalinotérreos, para materiales de dispositivos de visualización electroluminicentes rojo-naranja
In2 0 3 Trióxido de diindio Óxido de indio Óxido de indio En 1980 despertó interés el uso de fosfuros de indio semiconductores y películas delgadas de óxidos de indio y estaño para el desarrollo de pantallas de cristal líquido (LCD). Esto es debido a que el uso del indio permitió la obtención del color azul en diodos LED . El transistor es un dispositivo electrónico semiconductor que cumple funciones de amplificador, oscilador, conmutador o rectificador. El término "transistor" es la contracción en inglés de transfer resistor ("resistencia de transferencia"). Actualmente se los encuentra prácticamente en todos los aparatos .
CoO Monóxido de cobalto Óxido de cobalto (II) Óxido cobaltoso El óxido de cobalto tiene el aspecto de un polvo de color que puede variar del gris al negro.
También conocido con el nombre de negro de cobalto, el cobalto óxido es prácticamente
insoluble en el agua, pero es soluble en los ácidos concentrados. El negro de cobalto se utiliza
principalmente como pigmento para la coloración de cristales y esmaltes.
Co2O3 Trióxido de dicobalto Óxido de cobalto (III) Óxido cobáltico Hay tres óxidos principales de cobalto: el cobaltoso gris, CoO; el cobáltico negro, Co2O3, formado al calentar compuestos a baja temperatura en exceso de aire, y el cobaltósico, Co3O4, el óxido estable,
Quím 黄
13
CuO Monóxido de cobre Óxido de cobre II Óxido cúprico
Polvo negro irritante, daña al sistema endocrino y sistema nervioso central., causa conjuntivitis . Usos como pigmento en cerámica para producir esmaltes azul, rojo y verde (y a veces gris, rosa o negro). Como soluciones de hidróxido de cupramonio, para fabricar rayón. Se trata de un abrasivo usado para pulir los equipos ópticos. Para producir pilas secas y húmedas como cátodo, con litio como ánodo, y dioxalano mezclado con perclorato de litio como electrolito. En aleaciones de cobre. El CuO elimina en materiales peligrosos tales como cianuro, hidrocarburos, hidrocarburos halogenados y dioxinas, a través de oxidación.
Cu2O monóxido de dicobre Óxido de cobre (I) Óxido cuproso PRODUCTO FITOSANITARIO , Toxicología: Xn - NOCIVO. Nocivo por ingestión. No respirar el polvo. Muy Tóxico para los organismos acuáticos
FeO monóxido de hierro Óxido de hierro (II) Óxido ferroso Sólido negro se puede absorber por inhalación : Puede incendiarse espontáneamente en contacto con el aire
Fe2O3 Trióxido de dihierro Óxido de hierro III Óxido férrico . Sesquióxido de hierro Polvo rojo amorfo, se obtiene por tratamiento de sales férricas con una base o por oxidación de la pirita. Se usa como pigmento, conocido como rojo hierro o rojo Veneciano; como un abrasivo para pulir y como medio magnetizable sobre discos y cintas magnéticas.
PbO Monóxido de plomo Óxido de plomo (II) Óxido plumboso Litargirio = Sólido cristalino anaranjado se utilizan para baterías de automóviles, para la insonorización de máquinas, pues es muy efectivo en la absorción del sonido y de vibraciones, Se usa como blindaje para la radiación en reactores nucleares y en equipos de rayos X. para la producción de vidrios de alto índice de refracción para fabricar lentes acromáticas. dos formas: rojo, teniendo a estructura cristalina tetragonal y amarillo, teniendo estructura cristalina ortho-rhómbica.
SnO Monóxido de estaño Óxido de estaño (II) , Óxido estannoso Sólido Gris plateado brillante ampliamente utilizado en aplicaciones tecnológicas, destacándose como catalizador, sensor de gases, y en la fabricación de varistores, conductores transparentes, electrodos electrocatalíticos y celdas fotovoltaicas.SnO2 Dióxido de estaño Óxido de estaño (IV) Óxido estánnico Es un polvo blanco, insoluble en ácidos y álcalis. Es un excelente opacador de brillo y compo-nente de colorantes cerámicos rosas, amarillos y marrones y de cuerpos refractarios y dieléctricos. Es un importante agente pulidor del mármol y de las piedras decorativas. Las películas de óxido de estaño a distintas temperaturas de cocción 300, 400 y 500 °C, todas tienen respuesta sensora a la presencia de vapor de agua.
Quím 黄
14
MnO óxido de manganeso óxido de manganeso (II) óxido manganoso Manganesa o manganesia .- Textura terrosa, poco más duro que el yeso y muy empleado en la industria para la obtención del oxígeno, preparación del cloro,fabricación del acero y del vidrio,etc. material de la ferrita, del secador de la capa y del barniz, catalizador, añadido de la alimentación, fertilizante del elemento de rastro, o utilizado en droga, refinamiento . Su Polvo grisáceo o verdoso, insoluble en agua, de densidad próxima a 5.1. Se emplea en el estampado de textiles.
.
MnO2 = Dióxido de manganeso = Óxido de manganeso (IV) = Peróxido de manganeso
= Anhídrido manganoso .- Es un óxido covalente . En pinturas rupestres da el color
negro. Minerales con Mn = pirolusita (MnO2), psilomelana (MnO2·H2O), manganita (MnO(OH)), braunita (3Mn2O3·MnSiO3), rodonita (MnSiO3), rodocrosita (MnCO3), hübnerita (MnWO4), etc.. Se emplea como despolarizador en pilas secas. También se puede usar para decolorar vidrio que presente color verde debido a la presencia de trazas de hierro. Este óxido también se emplea para dar color amatista al vidrio, y es responsable del color de la amatista (una variedad del cuarzo). Además, se utiliza en la producción
de cloro y oxígeno. peróxido de manganeso.
El peroxido de manganeso MnO2...Es un despolarizador en pilas secas. Reacciona con el
peroxido de hidrogeno y lo descompone: 2H2O2 + MnO2 2H2O + MnO2 + O2
. .
Mn2O3 Trióxido de Dimanganeso/Óxido de manganeso(III)=Óxido mangánico
. Sesquióxido de manganeso (braunita) . Es un polvo de color pardo a negro, insoluble en agua, de densidad próxima a 4.8. Se utiliza en el estampado de textiles, como colorante en alfarería o en la industria del vidrio, en la preparación de secantes (linoleato de manganeso), como catalizador en química inorgánica (obtención de ácido nítrico) o en química orgánica. Este óxido es básico.
NO Monóxido de nitrógeno Óxido de nitrógeno (II) Oxido de nitrógeno . Es sintetizado por las células endoteliales, macrófagos y cierto grupo de neuronas del cerebro. En las neuronas puede funcionar como neurotransmisor, atravesando fácilmente las membranas celulares por su carácter lipófilo. Cuando es producido en las células
NO2 Dióxido de nitrógeno Óxido de nitrógeno(IV) Bióxido de nitrógeno .
N2O Anhídrido nitroso, Óxido de nitrógeno (I), Óxido nitroso, Gas hilarante, Gas de la risa , Protóxido de nitrógeno , Óxido jaloso.- El químico Humphry Davy descubrió las propiedades narcóticas de este gas incoloro en el año 1799 , de un olor dulce y ligeramente tóxico. Provoca alucinaciones, un estado eufórico y en algunos casos puede provocar pérdida de parte de la memoria humana. Se le atribuye el 5 % del efecto invernadero artificial a este gas. Además ataca la capa de ozono, reduciendo el ozono a oxígeno molecular y liberando dos moléculas de monóxido de nitrógeno. En la industria alimenticia se utiliza para hacer los alimentos (natas, yogures etc.) más espumosos.
Quím 黄
15
Se utiliza en las combustiones de los motores convencionales o en algunos cohetes. [] El óxido de nitrógeno con la gasolina aumenta repentinamente la potencia del motor ya que la explosión dentro de la cámara de combustión es mayor.
BeO óxido de berilio óxido de berilio.- Se emplea cuando se necesita de una elevada conductividad térmica y fuertes propiedades mecánicas, punto de fusión elevado y aislamiento eléctrico. Fabricación de Tweeters en altavoces de la clase High-End por su gran rigidez. Es empleado como foco frío para el aislamiento electrónico. Tiene una resistencia dieléctrica alta y una constante dieléctrica baja. Su resistencia al impacto térmico es buena y es químicamente estable hasta 2000C lo que explica su uso como crisol y
tubo para termopar Au2O3 trióxido de dioro óxido de oro (III) óxido áurico . El óxido auroso (Au2O) es un polvo insoluble de color violeta oscuro. El óxido áurico (anhídrido áurico) (Au2O3) es un polvo pardo cuyo ácido correspondiente es el hidróxido o ácido áurico (Au(OH)3) que es un polvo negro que se descompone con la luz y del que se derivan los auratos alcalinos
ZnO óxido de cinc óxido de cinc . óxido de cinc = El de alta pureza tiene excelentes propiedades térmicas, electrónicas,
químicas y ópticas. Su elevada calidad posibilita su uso en diversas aplicaciones industriales . como vulcanización de gomas, cosméticos, fosfatados de zinc, medicamentos, vidriados cerámicos, polímeros, etc.
ZnO/BeOMuy empleado en las industrias de goma y cerámica. : Polvo blanco a amarillento ambar. Inodoro sabor amargo. Absorbe dióxido de carbono expuesto al aire. Gran poder de absorción de radiación UV. Soluble en ácidos y álcalis, insoluble en agua y alcohol. No combustible con capacidad de arrestallama. No tóxico en polvo. Complemento dietario en la sanidad animal. …ACTIVO: Acelerador, activador, para la vulcanización del caucho …BLANCO INDUSTRIAL: Pigmento e inhibidor del crecimiento de hongos en las pinturas.
Micronutriente en fertilizantes para agricultura. Pigmento protector de la radiación UV en la industria del plástico …FARMA: Principio activo en medicamentos y cosméticos. Complemento dietario en la sanidad humana. …IH: Pigmento y modificador de viscosidad en la industria del vidrio y la cerámica. Su bajo coeficiente de expansión térmica es aprovechado para la composición de vidrios resistentes al shock térmico. …ROJO: Materia prima en la industria química. …VERDE: Acelerador, pigmento y agente endurecedor para la vulcanización del caucho.Su alta capacidad calorífica lo indica en la formulación de compuestos para alta exigencia de flexión. Presentación: El óxido de cinc fabricado por OXIDO METAL sa es comercializado en bolsas de 25 kg. La fabricación regular es producida en lotes de 1000 kg (40 bolsas de 25 kg c/u) los que palletizados constituyen la unidad de entrega a granel.
CrO (mon)óxido de cromo óxido de cromo (II) óxido cromoso .
Quím 黄
16
Cr2O3 trióxido de dicromo óxido de cromo (III) óxido crómico . Sesquióxido de cromo ó Verde de cromo.
Tiene el aspecto de un polvo de color verde cuya intensidad puede variar, Nula solubilidad
en el agua , también difícil en los ácidos y en los álcali. Este Verde de cromo se utiliza para
la elaboración de la porcelana y del cristal y en la industria química como intermedio de
síntesis o como catalizador.
HgO Óxido de mercurio Óxido de mercurio (II) Óxido mercúrico Hg2O Óxido de dimercurio Óxido de mercurio (I) Óxido mercurioso PtO2 Dióxido de platino Óxido de platino (IV) Óxido platínico Co2O3 Trióxido de dicobalto Óxido de cobalto (III) Óxido cobáltico .
CO monóxido de carbono óxido de carbono (II) óxido carbónico
Consultar en: http://www.todiniandco.es/productos/antimonio/index.html
LOS ÓXIDOS DEL ANTIMONIO ( Sb +3 y +5)
Se utilizan como retardadores de la llama, en los pigmentos especiales, estabilizadores del calor y de la radiación en los plásticos y de catalizadores. Es amplia su variedad de aplicaciones, tales como la eficiencia ignífugo sinergista de alta en los plásticos pinturas y adhesivos . Además, se utilizan como maravillosos filtros ultravioleta para aplicaciones interfero-métricos de Transporte electrónico y propiedades ópticas. Usos en microscopía electrónica de transmisión (TEM). Para aplicaciones ópticas de materiales semiconductores
Sb2O3 Trióxido de antimonio Se disuelve en Soluciones acuosas sólo por hidrólisis. Se le encuentra en la Naturaleza en los Minerales VALENTINITE y SENARMONTITE. Puede formar películas delgadas de diferentes espesores (0.20-1.10 mm) que se depositan en substratos de vidrio por evaporación térmica y aprobechar sus propiedades optoelectrónicas . Es un agente opacificante para los vidrios, cerámicas y esmaltes. Es es un catalizador útil en la producción de tereftalato de polietileno (plástico PET) y la vulcanización del caucho
Sb2O5 pentóxido de antimonio La aplicación principal es como retardantes del fuego
o llama Estas se encuentran en aparatos eléctricos, textiles y recubrimientos.
ÓXIDOS ÁCIDOS
Quím 黄
17
SISTEMÁTICO STOCK TRADICIONAL
Cl2O Monóxido de dicloro Óxido de cloro (I) Anhídrido hipocloroso Cl2O3 Trióxido de dicloro Óxido de cloro (III) Anhídrido cloroso Cl2O5 Pentaóxido de dicloro Óxido de cloro (V) Anhídrido clórico Cl2O7 Heptaóxido de dicloro Óxido de cloro (VII) Anhídrido perclórico
Br2O Monóxido de dibromo Óxido de Bromo (I) Anhídrido hipobromoso Br2O3 Trióxido de Bromo Óxido de Bromo (III) Anhídrido Bromoso Br2O5 Pentaóxido de dicloro Óxido de cloro (V) Anhídrido Brómico Br2O7 Heptaóxido de dicloro Óxido de cloro (VII) Anhídrido perbrómico
I2O Monóxido de diyodo Óxido de Yodo (I) Anhídrido hipoyodoso I2O3 Trióxido de Yodo Óxido de Yodo (III) Anhídrido Yodoso I2O5 Pentaóxido de diyodo Óxido de Yodo (V) Anhídrido Brómico I2O7 Heptaóxido de dicloro Óxido de cloro (VII) Anhídrido perbrómico
SO (mon)óxido de azufre anhídrido hiposulfuroso
óxido de azufre (II)
SO2 dióxido de azufre anhídrido sulfuroso
óxido de azufre (IV)
SO3 trióxido de azufre anhídrido sulfúrico
óxido de azufre (VI)
Br2O (mon)óxido de dibromo anhídrido hipobromoso
óxido de bromo (I)
Br2O3 trióxido de dibromo anhídrido bromoso
óxido de bromo (III)
Br2O5 pentaóxido de dibromo anhídrido brómico
óxido de bromo (V)
Br2O7 heptaóxido de dibromo anhídrido perbrómico
óxido de bromo (VII)
SeO óxido de selenio anhídrido hiposelenioso
óxido de selenio (II)
CO2 dióxido de carbono anhídrido carbónico
óxido de carbono (IV)
SiO2 dióxido de silicio anhídrido silícico
óxido de silicio (IV)
Quím 黄
18
TeO2 dióxido de telurio anhídrido teluroso
óxido de telurio (IV)
SeO3 trióxido de selenio anhídrido selénico
óxido de selenio (VI)
I2O óxido de diyodo anhídrido hipoyodoso
óxido de yodo (I)
TeO óxido de telurio anhídrido hipoteluroso
óxido de telurio (II)
I2O5 pentaóxido de diyodo anhídrido yódico
óxido de yodo (V)
N2O óxido de dinitrógeno anhídrido hiponitroso
óxido de nitrógeno (I) óxido nitroso (subóxido)
N2O3 trióxido de dinitrógeno anhídrido nitroso
óxido de nitrógeno (III)
N2O5 pentaoxido de dinitrógeno anhídrido nítrico
óxido de nitrógeno (V)
CrO3 trióxido de cromo anhídrido crómico
óxido de cromo (VI)
MnO3 trióxido de manganeso anhídrido mangánico
óxido de manganeso (VI)
Mn2O7 heptaóxido de dimanganeso anhídrido permangánico
óxido de manganeso (VII)
MnO2 dióxido de manganeso anhídrido manganoso
óxido de manganeso (IV) bióxido de manganeso
P2O óxido de difósforo anhídrido hipofosforoso
óxido de fósforo (I)
P2O3 trióxido de difósforo anhídrido fosforoso
óxido de fósforo (III)
P2O5 pentaóxido de difósforo anhídrido fosfórico
óxido de fósforo (V)
SeO3 trióxido de selenio anhídrido selénico
óxido de selenio (VI)
As2O3 trióxido de diarsénico anhídrido arsenioso
óxido de arsénico (III)
PERÓXIDOS
PERÓXIDOS
El oxígeno puede actuar con valencia -1 formando los peróxidos, siendo el grupo característico de éstos el O2
2-. Para nombrarlos se antepone el prefijo per- al nombre del óxido (tradicional). Se pueden hallar duplicando el número de oxígenos del óxido normal. Normalmente no se pueden
Quím 黄
19
simplificar, teniéndose que dejar como mínimo un grupo O2 (Siempre par el número de oxígenos).
FORMULA SISTEMÁTICA TRADICIONAL
Li2O2 dióxido de dilitio peróxido de litio
Na2O2 dióxido de disodio peróxido de sodio
BaO2 dióxido de bario peróxido de bario
Cs2O2 dióxido de dicesio peróxido de cesio
Ag2O2 dióxido de diplata peróxido de plata
NiO2 dióxido de níquel peróxido niqueloso
CuO2 dióxido de cobre peróxido cúprico
Cu2O2 dióxido de dicobre peróxido cuproso
ÁCIDOS OXOÁCIDOS
ÁCIDOS OXOÁCIDOS
Los ácidos oxoácidos son compuestos formados por: oxígeno-hidrógeno-no metal cuya fórmula general es: Hn Xm Op ,donde X representa, en general, un no metal y n, m, p el número de átomos de cada uno de ellos. X puede ser también un metal de transición de estado de oxidación elevado como cromo, manganeso, tecnecio, molibdeno, etc. Cuando se encuentran en disolución acuosa, dejan protones en libertad, dando propiedades ácidas a las disoluciones. La IUPAC admite la nomenclatura tradicional de estos compuestos, utilizando el nombre genérico de ácido y los prefijos y sufijos que indicamos a continuación. Los ácidos oxoácidos se obtienen añadiendo al óxido correspondiente (anhídrido) una molécula de agua.
ANHÍDRIDO + H2O ===>> ÁCIDO
(I) Cl2O + H2O -> HClO ácido hipocloroso(III) Cl2O3 + H2O -> HClO2 ácido cloroso(V) Cl2O5 + H2O -> HClO3 ácido clórico(VII) Cl2O7 + H2O -> HClO4 ácido perclórico
(II) SO + H2O -> H2SO2 ácido hiposulfuroso(IV) SO2 + H2O -> H2SO3 ácido sulfuroso(VI) SO3 + H2O -> H2SO4 ácido sulfúrico
(IV) CO2 + H2O -> H2CO3 ácido carbónico(IV) SiO2 + H2O -> H2SiO3 ácido silícico
FORMULASISTEMÁTICA/SIST. FUNCIONAL TRADICIONAL
HClO oxoclorato (I) de hidrógeno ácido hipocloroso
Quím 黄
20
ácido oxoclórico
HClO2 dioxoclorato (III) de hidrógeno ácido cloroso
ácido dioxoclórico (III)
HClO3 trioxoclorato (V) de hidrógeno ácido clórico
trioxoclórico (V)
HClO4 tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno ácido perclórico
ácido teclaoxoclórico (VII)
H2SO3 trioxosulfato (IV) de hidrógeno ácido sulfuroso
trioxosulfúrico (IV)
H2SO4 tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno ácido sulfúrico
tetraoxosulfúrico (VI)
H2CO3 trioxocarbonato (IV) de hidrógeno ácido carbónico
trioxocarbónico (IV)
ÁCIDOS OXOÁCIDOS
PREFIJOS IMPORTANTES
* ELEMENTOS CON VALENCIA PAR:
meta --> Sumar una molécula de H2O al óxido correspondiente.orto --> Sumar dos moléculas de H2O al óxido correspondiente.di (piro), tri, tetra, etc. --> (Polímeros) --> Hacen referencia al grado de polimerización de los ácidos respectivos. Hay que sumar dos, tres, cuatro, etc., moléculas del óxido con una molécula de H2O.
* ELEMENTOS CON VALENCIA IMPAR:
meta --> Sumar una molécula de H2O al óxido.piro (di) ->Sumar dos moléculas de H2O al óxido.orto --> Sumar tres moléculas de H2O al óxido.
Como norma, en el caso del fósforo, arsénico, antimonio y boro, la forma 'natural' del ácido es la orto, por lo que suele omitirse este prefijo. Es decir, el ácido fosfórico es el ortofosfórico. Cuando se quiera referir al ácido
Quím 黄
21
fosfórico 'real' se le llamará metafosfórico.
ÁCIDOS OXOÁCIDOS
FORMULASISTEMÁTICA/SIST. FUNCIONAL TRADICIONAL
H3PO4 tetraoxofosfato (V) de hidrógeno ácido fosfórico
ácido tetraoxofosfórico (V) (ortofosfórico)
P2O5 + 3H2O -> H6P2O8 -- simplificando--> H3PO4
H3PO3 trioxofosfato (III) de hidrógeno ácido fosforoso
ácido trioxofosfórico (III) (ortofosforoso)
P2O3 + 3H2O -> H6P2O6 -- simplificando--> H3PO3
HPO3 trioxofosfato (V) de hidrógenoácido metafosfórico
ácido trioxofosfórico (V)
P2O5 + H2O -> H2P2O6 -- simplificando--> HPO3
HPO2 dioxofosfato (III) de hidrógenoácido metafosforoso
ácido dioxofosfórico (III)
P2O3 + H2O -> H2P2O4 -- simplificando--> HPO2
H3AsO4 tetraoxoarseniato (V) de hidrógeno ácido arsénico
ácido tetraoxoarsénico (V) (ortoarsénico)
As2O5 + 3H2O -> H6As2O8 - simplificando--> H3AsO4
H3AsO3 trioxoarseniato (III) de hidrógeno ácido arsenioso
ácido trioxoarsénico (III) (ortoarsenioso)
Quím 黄
22
As2O3 + 3H2O -> H6As2O6 - simplificando--> H3AsO3
H3SbO4 tetraoxoantimoniato de hidrógeno ácido antimónico
ácido tetraoxoantimónico (V) (ortoantimónico)
Sb2O5 + 3H2O -> H6Sb2O8 - simplificando--> H3SbO4
H2S2O5 pentaoxodisulfato (IV) de hidróg. ácido disulfuroso
ácido pentaoxodisulfato (IV)
2SO2 + H2O -> H2S2O5
H2S2O7 heptaoxodisulfato (VI) de hidrógeno ácido disulfúrico
ácido heptaoxodisulfúrico (VI)
2SO3 + H2O -> H2S2O7
H4P2O7 heptaoxodifosfato (V) de hidrógeno ácido difosfórico
ácido heptaoxodifosfórico (V)ácido pirofosfórico
P2O5 + 2H2O -> H4P2O7
HBO2 dioxoborato (III) de hidrógeno ácido metabórico
ácido dioxobórico (III)
B2O3 + H2O -> H2B2O4 -- simplificando--> HBO2
H3BO3 trioxoborato (III) de hidrógeno ácido bórico
ácido trioxobórico (III) (ortobórico)
B2O3 + 3H2O -> H6B2O6 -- simplificando--> H3BO3
H2MnO3 trioxomanganato (IV) de hidrógeno ácido manganoso
ácido trioxomangánico (IV)
Quím 黄
23
MnO2 + H2O -> H2MnO3
H2MnO4 tetraoxomanganato (VI) de hidrógeno ácido mangánico
ácido tetraoxomangánico (VI)
MnO3 + H2O -> H2MnO4
HMnO4 tetraoxomanganato (VII) de hidrógeno.ácido permangánico
ácido tetraoxomangánico (VII)
Mn2O7 + H2O -> H2Mn2O8 -- simplificando--> HMnO4
H2CrO4 tetraoxocromato (VI) de hidrógeno ácido crómico
ácido tetraoxocrómico (VI)
CrO3 + H2O -> H2CrO4
H2Cr2O7 heptaoxodicromato (VI) de hidrógeno. ácido dicrómico
ácido heptaoxodicrómico (VI)
H2CrO3 + H2O -> H2Cr2O7
ANALOGÍAS
HALÓGENOS ANFÍGENOS NITROGENOIDEOS
Cl Br I At
1, 3, 5, 7
S Se Te Po
2, 4, 6
N(1) P As Sb Bi
3, 5
GRUPO CARBONO TRANSICIÓN
C Si
+4
Mn Cr
6, 7
ÁCIDOS OXOÁCIDOS
FÓRMULASISTEMÁTICA/SIST. FUNCIONAL
TRADICIONAL
Quím 黄
24
HBrO oxobromato (I) de hidrógeno ácido hipobromoso
ácido oxobrómico (I)
HBrO2 dioxobromato (III) de hidrógeno ácido bromoso
ácido dioxobrómico (III)
HBrO3 trioxobromato (V) de hidrógeno ácido brómico
ácido trioxobrómico (V)
HBrO4 tetraoxobromato (VII) de hidrógeno ácido perbrómico
ácido tetraoxobrómico (VII)
H2SO2 dioxosulfato (II) de hidrógenoácido hiposulfuroso
ácido dioxosulfúrico (II)
H2SO3 trioxosulfato (IV) de hidrógeno ácido sulfuroso
ácido trioxosulfúrico (IV)
H2SO4 tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno ácido sulfúrico
ácido tetraoxosulfúrico (VI)
H2S2O5 pentaoxodisulfato (IV) de hidrógeno ácido disulfuroso
ácido pentaoxodisulfúrico (IV)
H2S2O7 heptaoxodisulfato (VI) de hidrógeno ácido disulfúrico
ácido heptaoxodisulfúrico (VI)
HNO dioxonitrato (I) de hidrógeno ácido hiponitroso
(H2N2O2) ácido dioxonítrico (I)
HNO2 dioxonitrato (III) de hidrógeno ácido nitroso
ácido dioxonítrico (III)
HNO3 trioxonitrato (V) de hidrógeno ácido nítrico
Quím 黄
25
ácido trioxonítrico (V)
HPO2 dioxofosfato (III) de hidrógenoácido metafosforoso
ácido dioxofosfórico (III)
H4P2O5 pentaoxofosfato (III) de hidrógeno ácido pirofosforoso
ácido pentaoxodifosfórico (III) (difosforoso)
H3PO3 trioxofosfato (III) de hidrógeno ácido fosforoso
ácido trioxofosfórico (III) (ortofosforoso)
HPO3 trioxofosfato (V) de hidrógenoácido metafosfórico
ácido trioxofosfórico (V)
H4P2O7 heptaoxodifosfato (V) de hidrógeno ácido pirofosfórico
ácido heptaoxofosfórico (V) (difosfórico)
H3PO4 tetraoxofosfato (V) de hidrógeno ácido fosfórico
ácido tetraoxofosfórico (V) (ortofosfórico)
H2CO3 triococarbonato (IV) de hidrógeno ácido carbónico
ácido trioxocarbónico (IV)
H2SiO3 trioxosilicato (IV) de hidrógeno ácido metasilícico
ácido trioxosilícico (IV)
H4SiO4 tetraoxosilicato (IV) de hidrógeno. ácido ortosilícico
ácido tetraoxosilícico (IV)
HBO2 dioxoborato (III) de hidrógeno ácido metabórico
ácido dioxobórico (III)
H3BO3 trioxoborato (III) de hidrógeno ácido ortobórico
ácido trioxobórico (III)
Quím 黄
26
H2MnO4 tetraoxomanganato (VI) de hidrógeno. ácido mangánico
ácido tetraoxomangánico (VI)
HMnO4 tetraoxomanganato (VII) de hidrógeno.ácido permangánico
ácido tetraoxomangánico (VII)
H2CrO4 tetraoxocromato (VI) de hidrógeno ácido crómico
ácido tetraoxocrómico (VI)
H2Cr2O7 heptaoxodicromato (VI) de hidrógeno. ácido dicrómico
ácido heptaoxodicrómico (VI)
HCrO4 tetraoxocromato (VII) de hidrógeno. ácido percrómico
ácido tetraoxocrómico (VII)
ANÓMALOS
H2TeO4 tetraoxotelurato (VI) de hidrógeno. ácido metatelúrico
ácido tetraoxotelúrico (VI)
H6TeO6 hexaoxotelurato (VI) de hidrógeno. ácido telúrico
ácido hexaoxotelúrico (VI) (ortotelúrico)
(H2TeO4+2H2O)
HIO4 ácido metaperyódico
H5IO6 (HIO4+2H2O)ácido ortoperyódico
PREFIJOS IMPORTANTES
PREFIJOS IMPORTANTES ADMITIDOS
Quím 黄
27
OXOÁCIDOS
Tioácidos: El prefijo tio delante del nombre de un ácido significa sustitución de O por S. Peroxoácidos: El prefijo peroxo delante del nombre de un ácido significa sustitución de un grupo -O- por el grupo -O-O- (peroxo). Diácido: Procede de la suma de una molécula de H2O a dos óxidos ácidos (o también condensación de dos moléculas de ácido con pérdida de una de H2O). Meta, piro y orto: Suma una, dos o tres moléculas de H2O al óxido ácido correspondiente (valencia impar).
OXÁCIDOS NOMBRE OXÁCIDOS NOMBRE
H3BO3 (orto)bórico H2SO4 sulfúrico
HBO2 metabórico H2S2O7disulfúrico o pirosulfúrico
H4B2O5 pirobórico H2S2O8 peroxodisulfúrico
H2CO3 carbónico H2S2O3 tiosulfúrico
HOCN ciánico H2S2O6 ditiónico
H4SiO4 ortosilícico H2SO3 sulfuroso
H2SiO3 metasilícico H2S2O5disulfuroso o pirosulfuroso
HNO4 peroxonítrico H2S2O2 tiosulfuroso
HNO3 nítrico H2S2O4ditionoso (hidrosulfuroso)
HNO2 nitroso H2SO2 sulfoxílico
H2N2O2 hiponitroso H2SO5peroxo (mono) sulfúrico
H3PO4 (orto)fosfórico H2SxO6politiónicos (x = 3, 4, ...)
H4P2O7difosfórico o pirofosfórico
H2CrO4 crómico
HPO3 metafosfórico H2Cr2O7 dicrómico
H3PO5peroxo (mono) fosfórico
HCrO4 percrómico
H3PO3 (orto)fosfososo HClO4 perclórico
H4P2O5difosforoso o pirofosforoso
HClO3 clórico
H3PO2 hipofosforoso HClO2 cloroso
HPO2 (meta)fosforoso HClO hipocloroso
H3PO3S monotiofosfórico H5IO6 (orto)peryódico
H3AsS4 tetratioarsénico HMnO4 permangánico
H3AsO4 (orto)arsénico H2MnO4 mangánico
H3AsO3 (orto)arsenioso H2MnO3 manganoso
HSCN tiociánico
Quím 黄
28
PEROXOÁCIDOS
PEROXOÁCIDOS
Se obtienen sustituyendo un grupo oxo O2-, del ácido correspondiente, por el grupo peroxo O2
2-. -O- ===>> -O-O-
HNO3 se obtiene --> HNO4 ácido peroxonítrico
H2CO3 se obtiene --> H2CO4 ácido peroxocarbónico
H2S2O7 se obtiene --> H2S2O8 ácido peroxodisulfúrico
H2SO4 se obtiene --> H2SO5 ácido peroxosulfúrico
TIOÁCIDOS
TIOÁCIDOS
Los tioácidos se obtienen por la sustitución, en un ácido, de un átomo de oxígeno por otro de azufre. Se nombran añadiendo el prefijo "tio" al nombre del ácido correspondiente.
H2SO4 ----> H2S2O3 ácido tiosulfúrico
SISTEMATICA-FUNCIONAL
H2SO3 ----> H2S2O2 ácido tiosulfuroso
H2S2O3 trioxotiosulfato (VI) de hidrógeno
ácido trioxotiosulfúrico (VI)
H3PO4 ----> H3PO3S ácido tiofosfórico
H2S2O2dioxotiosulfato (IV) de hidrógeno
ácido dioxotiosulfúrico (IV)
HIDRÓXIDOS (BASES)
HIDRÓXIDOS (BASES)
Los hidróxidos se caracterizan por tener el grupo OH-, llamado hidróxido, de valencia -1, unido a un metal. Estos compuestos se llaman hidróxidos (o bases) por el carácter básico de sus disoluciones acuosas. Según la IUPAC, se nombran con la palabra genérica hidróxido seguida del metal correspondiente en genitivo; si el metal necesita especificar la valencia, se utiliza la notación de Stock. El grupo hidróxido se coloca siempre a la derecha por ser más electronegativo que el metal.
FÓRMULA SISTEMÁTICA
Fe(OH)2 hidróxido de hierro (II)
Hg2(OH)2 hidróxido de mercurio (I) (Hg2+2 no simplificar)
Quím 黄
29
NaOH hidróxido de sodio
Hg(OH)2 hidróxido de mercurio (II)
Al(OH)3 hidróxido de aluminio
KOH hidróxido de potasio
OXISALES (SALES NEUTRAS)
SALES NEUTRAS (OXISALES)
Son compuestos ternarios constituidos por un no metal, oxígeno y metal. Se obtienen por neutralización total de un hidróxido sobre un ácido oxoácido. La reacción que tiene lugar es:
ÁCIDO OXOÁCIDO + HIDRÓXIDO --> SAL NEUTRA + AGUA
La neutralización completa del ácido por la base lleva consigo la sustitución de todos los iones hidrógeno del ácido por el catión del hidróxido, formándose además agua en la reacción. Puede, pues, considerarse como compuestos binarios formados por un catión (proveniente de la base) y un anión (que proviene del ácido).En la fórmula se escribirá primero el catión y luego el anión. Al leer la fórmula el orden seguido es el inverso.Para nombrar las sales neutras, basta utilizar el nombre del anión correspondiente y añadirle el nombre del catión, según hemos indicado anteriormente.Si el anión tiene subíndice, se puede expresar con los prefijos multiplicativos bis, tris, tetrakis, pentakis, etc. No obstante, si se indica la valencia del metal no son precisos estos prefijos, pues queda suficientemente clara la nomenclatura del compuesto.
SAL CATIÓN ANIÓN SISTEMÁTICA/TRADICIONAL
NaClO Na+ ClO1- oxoclorato (I) de sodio
hipoclorito sódico
NaClO2 Na+ ClO21- dioxoclorato (III) de sodio
clorito sódico
NaClO3 Na+ ClO31- trioxoclorato (V) de sodio
clorato sódico
NaClO4 Na+ ClO41- tetraoxoclorato (VII) de sodio
perclorato sódico
K2SO3 K+ SO32- trioxosulfato (IV) de potasio
sulfito potásico
K2SO4 K+ SO42- tetraoxosulfato (VI) de potasio
sulfato potásico
KNO2 K+ NO21- dioxonitrato (III) de potasio
nitrito potásico
KNO3 K+ NO31- trioxonitrato (V) de potasio
nitrato potásico
Quím 黄
30
CaSO4 Ca2+ SO42- tetraoxosulfato (VI) de calcio
sulfato cálcico
Li2CO3 Li+ CO32- trioxocarbonato (IV) de litio
carbonato de litio
KClO2 K+ ClO21- dioxoclorato (III) de potasio
clorito potásico
Fe(BrO3)3 Fe3+ BrO31- tris[trioxobromato (V)] de hierro (III)
bromato férrico
Cu3(PO4)2 Cu2+ PO41- bis[tetraoxofosfato (VI)] de cobre (II)
(orto)fosfato cúprico
Al2(SO4)3 Al3+ SO42- tris[tetraoxosulfato (VI)] de aluminio
sulfato de aluminio
Fe2(CO3)3 Fe3+ CO32- tris[trioxocarbonato (IV)] de hierro (III)
carbonato férrico
SnSiO3 Sn2+ SiO32- trioxosilicato (IV) de estaño
silicato de estaño
(NH4)2SO4 NH41+ SO4
2- tetraoxosulfato (VI) de amonio
sulfato amónico
KCN K+ CN- cianuro de potasio
K2Cr2O7 K+ Cr2O72- heptaoxodicromato (VI) de potasio
dicromato potásico
SALES ÁCIDAS
COMPUESTOS CUATERNARIOS
SALES ÁCIDAS
Las sales ácidas provienen de la sustitución parcial de los iones hidrógenos de un ácido oxoácido por cationes. Para nombrar las sales ácidas, la IUPAC propone que se designen anteponiendo al nombre del anión de la sal neutra correspondiente la palabra hidrógeno, indicando con los prefijos mono (se omite), di, tri, etc., el número de átomos de hidrógenos presentes en la sal. La palabra hidrógeno suele unirse directamente al anión. Cuando se han sustituído la mitad de los hidrógenos, a veces se utiliza el prefijo bi.
SAL SISTEMÁTICA/STOCK/TRADICIONAL
Quím 黄
31
Fe(HSO4)2 bis[hidrogenotetraoxosulfato (VI)] de hierro (II)
hidrogenosulfato de hierro (II)
sulfato ácido de hierro (II)
Fe(HSO4)3 tris[hidrogenotetraoxosulfato (VI)] de hierro (III)
hidrogenosulfato de hierro (III)
sulfato ácido de hierro (III)
Ca(HCO3)2 bis[hidrogenotrioxocarbonato (IV)] de calcio
hidrogenocarbonato de calcio
carbonato ácido de calcio
Cu(H2PO4)2 bis[dihidrogenotetraoxofosfato (V)] de cobre (II)
dihidrogenofosfato de cobre (II)
fosfato diácido de cobre (II)
Ca(HSO3)2 bis[hidrogenotrioxosulfato (IV)] de calcio
hidrogenosulfito de calcio
sulfato ácido de calcio
NaHSO4 hidrogenotetraoxosulfato (VI) de sodio
hidrogenosulfato (VI) de sodio
sulfato ácido de sodio
K2HPO4 hidrogenotetraoxofosfato (V) de potasio
hidrogenofosfato (V) de sodio
fosfato ácido de potasio
KH2PO4 dihidrogenotetraoxofosfato (V) de potasio
dihidrogenofosfato (V) de potasio
fosfato diácido de potasio
NaHCO3 hidrogenotrioxocarbonato (IV) de sodio
hidrogenocarbonato de sodio
carbonato ácido de sodio (bicarbonato sódico)
Cr(HSO3)3 hidrogenotrioxosulfato (IV) de cromo (III)
hidrogenosulfito de cromo (III)
sulfito ácido de cromo (III)
SALES BÁSICAS
SALES BÁSICAS
Se originan cuando en una reacción de neutralización hay un exceso de hidróxido respecto del ácido. Son compuestos que poseen algún grupo OH-.Se nombran como las sales neutras, anteponiendo al nombre del anión el término hidroxi precedido de uno de estos prefijos: mono (se omite), di, tri, etc., que indica el número de grupos OH- que posee la fórmula.Se nombran también citando, en orden alfabético, el nombre del anión y el término hidróxido unidos por un guión. La palabra hidróxido lleva
Quím 黄
32
antepuesto un prefijo numeral (di, tri, etc.), que indica el número de ellos presentes en la fórmula.Se pueden, también, nombrar como las sales neutras, pero intercalando la palabra básico precedida del prefijo mono (se omite), di, tri, etc., según el número de grupos OH- presentes en la fórmula.
SAL BÁSICA SISTEMÁTICA/SISTEMÁTICA/TRADICIONAL
Mg(OH)NO3 hidroxitrioxonitrato (V) de magnesio
hidróxido-nitrato de magnesio
nitrato básico de magnesio
Cu2(OH)2SO4 dihidroxitetraoxosulfato (VI) de cobre (II)
dihidróxido-sulfato de cobre (II)
sulfato dibásico de cobre (II)
Hg(OH)NO3 hidroxitrioxonitrato (V) de mercurio
hidróxido-nitrato de mercurio (II)
nitrato básico de mercurio (II)
Ca(OH)Cl hidroxicloruro de calcio
cloruro-hidróxido de calcio
cloruro básico de calcio
Ca(OH)NO3 hidroxitrioxonitrato (V) de calcio
hidróxido-nitrato de calcio
nitrato básico de calcio
Al(OH)SO4 hidroxitetraoxosulfato (VI) de aluminio
hidróxido-sulfato de aluminio
sulfato básico de aluminio
Al(OH)2ClO4 dihidroxitetraoxoclorato (VII) de aluminio
clorato-dihidróxido de aluminio
perclorato dibásico de aluminio
Fe(OH)CO3 hidroxitrioxocarbonato (IV) de hierro (III)
carbonato-hidróxido de hierro (III)
carbonato básico de hierro (III)
Cd(OH)Br hidroxibromuro de cadmio
bromuro-hidróxido de cadmio
bromuro básico de cadmio
SALES DOBLES (TRIPLES)
SALES DOBLES (TRIPLES) CON VARIOS CATIONES
Quím 黄
33
CON VARIOS ANIONES
SALES DOBLES (TRIPLES)SALES DOBLES CON VARIOS CATIONES
Se originan al sustituir los iones hidrógeno de un ácido por más de un catión. Se nombran igual que las sales neutras colocando inmediatamente después del nombre del anión y entre paréntesis la palabra doble, triple, etc., según el número de cationes distintos (metales) y colocando al final el nombre de los mismos en orden alfabético, con prefijos numerales (di, tri, etc.) antepuestos a los nombres de los cationes que tienen subíndices (2, 3, etc.) en la fórmula. En ésta, se escriben, en primer lugar, los cationes en orden alfabético.
SAL SISTEMÁTICA/TRADICIONAL
KNaSO4 tetraoxosulfato (VI) de potasio y sodio
sulfato (doble) de potasio y sodio
CaNa2(SO4)2 bis[tetraoxosulfato (VI)] de calcio y sodio
sulfato (doble) de calcio y disodio
MgNH4AsO4 tetraoxoarseniato (V) de amonio y magnesio
arseniato (doble) de amonio y magnesio
RbNa3S2 disulfuro de rubidio y trisodio
sulfuro (doble) de rubidio y trisodio
CrNH4(SO4)2 bis[tetraoxosulfato (VI)] de amonio y cromo (III)
sulfato (doble) de amonio y cromo (III)
CoNaPO4 tetraoxofosfato (V) de cobalto y sodio
fosfato (doble) de cobalto (II) y sodio
MgKCl3 tricloruro de magnesio y potasio
cloruro (doble) de magnesio y potasio
Quím 黄
34
CaMg(CO3)2 bis[trioxocarbonato (IV)] de calcio y magnesio
carbonato doble de calcio y magnesio
LiKNaPO4 tetraoxofosfato (V) litio, potasio y sodio
fosfato triple de litio, potasio y sodio
AlK(SO4) 2bis[tetraoxosulfato (VI)] de aluminio y potasio
sulfato doble de aluminio y potasio
MgNaCl3 tricloruro de magnesio y sodio
cloruro doble de magnesio y sodio
CuFeS2 disulfuro de cobre (II) y hierro (II)
sulfuro doble de cobre (II) y hierro (II)
SALES DOBLES CON VARIOS ANIONESEstas sales pueden considerarse como el resultado de unir a un metal plurivalente, aniones procedentes de ácidos que han perdido uno o varios iones hidrógeno.Se nombran con las palabras genéricas de sus respectivos aniones, por orden alfabético, y a continuación el nombre del metal.Se escriben colocando a la izquierda de la fórmula el símbolo del metal seguido, sucesivamente, de los aniones.
SAL SISTEMÁTICA/TRADICIONAL
CaClClO cloruro-monoxoclorato (I) de calcio
cloruro-hipoclorito de calcio
AlBrCO3 bromuro-trioxocarbonato (V) de aluminio
bromuro-carbonato de aluminio
Ca3F(PO4)2 fluoruro-bis[tetraoxofosfato (V)] de calcio
fluoruro-(bis)fosfato de calcio
Na6ClF(SO4)2 cloruro-fluoruro-bis[tetraoxosulfato (VI)] de sodio
cloruro-fluoruro-(bis)sulfato de sodio
Quím 黄
35
PbClPO4 cloruro-tetraoxofosfato (V) de plomo (IV)
cloruro-fosfato de plomo (IV)
PbCO3SO4 trioxocarbonato (IV) -tetraoxosulfato (VI) de plomo (IV)
carbonato-sulfato de plomo (IV)
IONES
CATIONES
ANIONES
IONESCATIONES
Los iones cargados positivamente se llaman cationes. Ejemplos: H+, Ca2+, Na+, Fe3+. Indican que tienen un defecto de electrones respecto a su estado neutro. Un ion sodio (catión) se forma de la siguiente manera: Na (1s2, 2s2p6, 3s1) - 1e- --> Na+ (1s2, 2s2p6). Para nombrar estos iones positivos o cationes, basta anteponer la palabra ion, o más concretamente catión, al nombre del elemento. Si éste puede adoptar varios estados de oxidación, se recomienda utilizar la notación de Stock.
CATIÓN SISTEMÁTICA TRADICIONAL
K+ catión(ion) potasio ion potasio
Ca2+ catión calcio ion calcio
Fe3+ catión hierro (III) ion férrico
Ni2+ catión níquel (II) ion niqueloso
cationes poliatómicos
NH4+ (NH3 + H+) ion amonio
Quím 黄
36
PH4+ (PH3 + H+) ion fosfonio
AsH4+ (AsH3
+ H+) ion arsonio
H3O+ (H2O + H+) ion oxonio
ANIONESLos iones cargados negativamente se llaman aniones. Ejemplos: F-, S2-, NO3
1-, SO42-. Los aniones poseen un exceso de electrones respecto a su
estado neutro, según indica la carga de cada ion. Los aniones monoatómicos se nombran utilizando el sufijo -uro, como indicábamos en los compuestos binarios del hidrógeno.
H2O - 1H+ ---> OH- ion hidróxido
HNO3- 1H+ ---> NO31- ion nitrato ; [ion trioxonitrato (V)]
H2SO4- 2H+ ---> SO42- ion tetraoxosulfato (VI) ; [ion sulfato]
Estos iones se nombran, según la IUPAC, en la nomenclatura sistemática, pero también está aceptada y se emplea mucho más la tradicional, basada en las terminaciones ito, ato, según que el ácido de procedencia termine en oso o ico, respectivamente. Los prefijos hipo y per se conservan.
FÓRMULA ÁCIDO PROCEDENCIA NOMBRE ION
H2SO4 ácido sulfúrico SO42- ion tetraoxosulfato (VI)
H2SO3 ácido sulfuroso SO32- ion sulfito
HNO2 ácido nitroso NO21- ion dioxonitrato (III)
H2CO3 ácido carbónico CO32- ion trioxocarbonato (IV)
HClO ácido hipocloroso ClO1- ion hipoclorito
HClO3 ácido clórico ClO31- ion clorato
ION SISTEMÁTICA TRADICIONAL
ClO- ion oxoclorato (I) ion hipoclorito
Quím 黄
37
SO42- ion tetraoxosulfato (VI) ion sulfato
ClO31- ion trioxoclorato (V) ion clorato
SO32- ion trioxosulfato (IV) ion sulfito
BrO31- ion trioxobromato (V) ion bromato
SeO42- ion tetraoxoseleniato (VI) ion seleniato
S2O72- ion heptaoxodisulfato (VI) ion disulfato
MnO41- ion tetraoxomanganato (VII) ion permanganato
Cr2O72- ion heptaoxodicromato (VI) ion dicromato
Cl1- ion cloruro ion cloruro
S2- ion sulfuro ion sulfuro
SO32- ion trioxosulfato (IV) ion sulfito
Cuando un ácido tiene varios hidrógenos en su molécula puede formar varios aniones según pierda uno o varios hidrógenos. Para nombrarlos se colocan los prefijos hidrógeno, dihidrógeno, trihidrógeno, etc., según queden en el ion uno, dos, tres, etc. átomos de hidrógeno (N. sistemática).
H2SO4 HSO41- ion bisulfato ion hidrogenosulfato
H3PO4 HPO42- --- ion hidrogenofosfato
H3PO4 H2PO42- --- ion dihidrogenofosfato
ANIONES –
Procede Ión Nombre Procede Ión Nombre
HF F– fluoruro H2C2O4 C2O42– oxalato
H2F2 HF2– hidrogenodifluoruro H2C2O4 HC2O4
– bioxalato
HClO4 ClO4– perclorato C2H2 C2
2– acetiluro
Quím 黄
38
HClO3 ClO3– clorato H2CO3 HCO3
– hidrogenocarbonato
HClO2 ClO2– clorito H2CO3 CO3
2– carbonato
HClO ClO– hipoclorito CH3COOH CH3COO– acetato
HCl Cl– cloruro
HBr Br– bromuro H2SiO3 SiO32– silicato
HBrO3 BrO3– bromato H4SiO4 SiO4
4– silicato (orto)
HIO3 IO3– yodato
HI I– yoduro
H2CrO4 HCrO4– hidrogenocromato
H2SO4 SO42– sulfato H2CrO4 CrO4
2– cromato
H2SO4 HSO4– hidrogenosulfato H2Cr2O7 Cr2O7
2– dicromato
H2SO3 HSO3– hidrogenosulfito HMnO4 MnO4
– permanganato
H2S2O5 S2O52– disulfito H3BO3 BO3
3– borato
H2S2O7 S2O72– disulfato H2B4O7 B4O7
2– tetraborato
H2SO5 SO52– peroxomonosulfato
H2S2O8 S2O82– peroxodisulfato SiF6
2– hexafluorosilicato
H2S HS– hidrogenosulfuro HCN CN– cianuro
H2S2 S22– disulfuro SCNH SCN– tiocianato
H2S2O3 S2O32– tiosulfato CNOH CNO– cianato
H2S3O6 S3O62– tritionato CN2H2 CN2
2– cianamide
H2S2O6 S2O62– ditionato C4H4O6H2 C4H4O6
2– tartrato
C2H3O2H C2H3O2– acetato
H2Se HSe– hidrogenoselenuro
H2SeO3 SeO32– selenito O O2– óxido
H2SeO4 SeO42– seleniato O2 O2
2– peróxido
O2 O2– hiperóxido
CNSH CNS– sulfocianuro O3 O3– ozónido
HNO3 NO3– nitrato H2O OH– hidróxido
HNO2 NO2– nitrito H H– hidruro
NH4 + NH22– amiduro H2O2 HO2
– hidrogenoperóxido
Quím 黄
39
NH3 N3– nitruro
NH3 NH2– amuro Fe(CN)6
4– ferrocianuro
NOO2H NOO2– peroxonitrito Fe(CN)6
3– ferricianuro
HNO4 NO4– peroxonitrato
H2PHO3 PHO32– fosfonato (fosfito)
HPH2O2 PH2O2– fosfinato (hipofosfito)
H3PO4 PO43– fosfato (orto)
H3PO4 HPO42– hidrogenofosfato
H3PO4 H2PO4– dihidrogenofosfato
HPO3 PO3– metafosfato
H3PO5 PO53– peroxometafosfato
H3PO3 PO3 3– fosfito
H4P2O7 P2O74– difosfato
H4P2O8 P2O84– peroxodifosfato
PH3 P3– fosfuro
CATIONES +
H2 H+ hidrógeno Hg Hg22+ mercurio (I)
H2 H+ hidrógeno Hg Hg2+ mercurio (II)
H2O + H+ H3O+ oxonio (hidronio) Cu Cu + cobre (I)
ClO+ clorosilo Cu Cu2+ cobre (II)
ClO2+ clorilo Zn Zn2+ cinc (II)
ClO3+ perclorilo Mn Mn2+ manganeso (II)
S2– + 3H+ H3S+ sulfonio Mn Mn4+ manganeso (IV)
CO2+ carbonilo Pb Pb2+ plomo (II)
Quím 黄
40
Pb Pb4+ plomo (IV)
NH3 NH4+ amonio Sn Sn2+ estaño (II)
P3– + 4H+ PH4+ fosfonio Sn Sn4+ estaño (IV)
SbH5 SbH4+ estibonio Pt Pt2+ platino (II)
Ba Ba2+ bario (II) Pt Pt4+ platino (IV)
Sr Sr2+ estroncio (II) Cd Cd2+ cadmio (II)
Au Au+ oro (I) Be Be2+ berilio (II)
Au Au3+ oro (III) Cs Cs+ cesio
Rb Rb+ rubidio
K K+ potasio
Na Na+ sodio
SO2+ silfinilo (tionilo) Li Li+ litio
SO22+ sulfonilo (sulfurilo)
S2O52+ pirosulfurilo
PS3+ tiofosforilo
SeO2+ seleninilo NS+ tionitrosilo
SeO22+ selenonilo CS2+ tiocarconilo
CO2+ carbonilo
NO+ nitrosilo CSe2+ selenocarbonilo
NO2+ nitrilo CrO2
2+ cromilo
PO3+ fosforilo
UO22+ uranilo
HALUROS DE HIDRÓGENO
HALUROS DE HIDRÓGENO
El hidrógeno actúa en estos compuestos con valencia +1 y los no metales con sus respectivas valencias negativas. Los haluros de hidrógeno en
Quím 黄
41
disoluciones acuosas dan disoluciones ácidas y reciben el nombre de ácidos hidrácidos. Se nombran añadiendo el sufijo uro al elemento más electronegativo (el no metal). El hidrógeno, por tanto, ahora se escribe a la izquierda.
FORMULA SISTEMÁTICA EN DISOLUCIÓN ACUOSA
H2F2 fluoruro de hidrógeno ácido fluorhídrico
HCl cloruro de hidrógeno ácido clorhídrico
HBr bromuro de hidrógeno ácido bromhídrico
HI yoduro de hidrógeno ácido yodhídrico
H2S sulfuro de hidrógeno ácido sulfhídrico
H2Se seleniuro de hidrógeno ácido selenhídrico
H2Te telurio de hidrógeno ácido telurhídrico
HIDRUROS VOLÁTILES
HIDRUROS VOLÁTILES
Estos compuestos están unidos por enlaces covalentes poco polares y se diferencian de los ácidos hidrácidos en que sus disoluciones acuosas no tienen propiedades ácidas.Los elementos que forman estos compuestos son: N, P, As, Sb, C, Si, y B.Se nombran con la palabra genérica hidruro seguida del nombre del semimetal correspondiente en genitivo. Se utilizan prefijos numerales para indicar el número de los átomos de hidrógeno y del semimetal presentes en el compuesto. Se omite el prefijo mono. Todos estos compuestos tienen nombres especiales admitidos por la IUPAC, que son los más utilizados por los químicos y que aparecen preferentemente en la bibliografía. En la fórmula de estos compuestos, el símbolo del hidrógeno se coloca a la derecha.
FORMULA SISTEMÁTICA NOMBRE COMÚN
NH3 trihidruro de nitrógeno Amoniaco
N2H4 tetrahidruro de dinitrógeno Hidracina
PH3 trihidruro de fósforo Fosfina
P2H4 tetrahidruro de difósforo Difosfina
AsH3 trihidruro de arsénico Arsina
As2H4 tetrahidruro de diarsénico Diarsina
SbH3 trihidruro de antimonio Estibina
CH4 metano Metano
SiH4 tetrahidruro de silicio Silano
Si2H6 hexahidruro de disilicio Disilano
BH3 trihidruro de boro Borano
B2H6 hexahidruro de diboro Dibirano
BiH3 trihidruro de bismuto Bismutina
Quím 黄
42
HIDRUROS METÁLICOS
HIDRUROS METÁLICOS
En estos compuestos el hidrógeno actúa con valencia -1. Se nombran con la palabra genérica hidruro seguida del nombre del metal correspondiente en genitivo o adjetivado. El hidrógeno, por ser más electronegativo que los metales, se coloca a la derecha. Se utilizan prefijos numerales para indicar el número de átomos de hidrógeno.
FORMULA SISTEMÁTICA/STOCK TRADICIONAL
NaH (mono)hidruro de sodio hidruro sódico
hidruro sódico
KH (mono)hidruro de potasio hidruro potásico
hidruro de potasio
CaH2 dihidruro de calcio hidruro cálcico
hidruro de calcio
AlH3 trihidruro de aluminio hidruro alumínico
hidruro de aluminio
BeH2 dihidruro de berilio hidruro berílico
hidruro de berilio
BaH2 dihidruro de bario hidruro bárico
hidruro de bario
CuH (mono)hidruro de cobre hidruro cuproso
hidruro de cobre (I)
FeH2 dihidruro de hierro hidruro ferroso
hidruro de hierro (II)
FeH3 trihidruro de hierro hidruro férrico
hidruro de hierro (III)
MnH3 trihidruro de manganeso hidruro mangánico
hidruro de manganeso (III)
CoH2 dihidruro de cobalto hidruro cobaltoso
hidruro de cobalto (II)
SnH4 tetrahidruro de estaño hidruro estánnico
hidruro de estaño (IV)
PbH4 tetrahidruro de plomo hidruro plúmbico hidruro de plomo (IV)
QUÍMICA DE COMPLEJOS
En química se denomina complejo al tipo de estructura molecular que se encuentra generalmente formada por un átomo (o grupo) central que posee orbitales de valencia no
Quím 黄
43
ocupados; rodeado por un cierto número de moléculas o iones que poseen pares de electrones no compartidos que pueden ser inyectados en los orbitales vacíos del grupo central para formar enlaces coordinados.
El grupo central puede ser un átomo único, ya sea metálico o no, y puede poseer carga positiva, negativa o carecer por completo de carga. En algunos casos el grupo central puede ser una molécula.
A los iones o moléculas capaces de inyectar su par de electrones no compartidos se les denomina genéricamente ligandos, al aducto grupo central-ligando se le denomina complejo y a los compuestos que contienen complejos en su constitución se les denomina compuestos de coordinación.
Un ligando enlazado a un átomo central se dice que está coordinado a ese átomo. El número de pares de electrones que es capaz de aceptar el átomo central se denomina número de coordinación.
La mayor parte de los complejos posee como grupo central un ion metálico cargado positivamente (catión), pero también los hay con átomos no metálicos, con átomos cargados negativamente (aniones); y hasta con gases nobles o moléculas como grupo central.
Estos compuestos reciben el nombre particular de complejos, porque en su momento fueron así denominados para diferenciarlos de los compuestos "simples" y un poco como venganza de parte de los primeros investigadores que se dedicaron a experimentar con ellos, porque rápidamente llegaron a la conclusión de que la química de las reacciones estudiadas era "realmente muy compleja".
La química de complejos tiene numerosas vertientes sirviendo para explicar cosas tan vistosas como el color de las piedras preciosas, pasando por aplicaciones practicas tales como el tratamiento de algunas intoxicaciones, la elaboración industrial de polímeros, pigmentos, vidrios incoloros y coloreados, electrodepósito de metales, formulación de ablandadores de agua pulidores de metales, detergentes y limpiadores, y hasta la base teórica que sustenta la comprensión de la mayoría de las reacciones enzimáticas que permiten la existencia de la vida.
Contenido
1 Generalidades 2 Historia 3 Naturaleza de la unión átomo central-ligando 4 Ligandos
o 4.1 Ligandos monodentados o 4.2 Ligandos polidentados o agentes quelantes
Quím 黄
44
o 4.3 Ligandos ambidentados 5 Carga y número de coordinación 6 Formulación y nomenclatura
o 6.1 Reglas de formulación o 6.2 Reglas de nomenclatura
7 Complejos Metálicos 8 Estructura espacial de los complejos
o 8.1 Geometría 8.1.1 Lineal 8.1.2 Trigonal plana 8.1.3 Tetraédrica 8.1.4 Cuadrada plana 8.1.5 Bipiramidal trigonal 8.1.6 Piramidal cuadradado 8.1.7 Octaédrica 8.1.8 Prismática trigonal 8.1.9 Bipiramidal pentagonal 8.1.10 Antiprismática cuadrada 8.1.11 Bipiramidal hexagonal 8.1.12 Tetraédrica triapicada 8.1.13 Cúbica 8.1.14 Prismática trigonal triapicada 8.1.15 Índices de coordinación superiores a 9
9 Isomería o 9.1 Estereoisomería
9.1.1 Isomería geométrica 9.1.2 Isomería óptica
o 9.2 Isomería estructural 9.2.1 Isomería de enlace 9.2.2 Isomería de esfera de coordinación
10 Estructura electrónica de los complejos o 10.1 Teoría del campo cristalino (TCC) o 10.2 Teoría del enlace de valencia (TEV) o 10.3 Teoría de orbitales moleculares (TOM) o 10.4 Teoría del campo de ligantes (TCL)
11 Coloración de los complejos 12 Propiedades magnéticas de los complejos 13 Propiedades químicas de los complejos 14 Complejos en los seres vivos 15 Véase también 16 Bibliografía
Generalidades
Los átomos de los elementos metálicos tienen una clara tendencia a perder electrones para convertirse en iones con carga positiva (cationes), esto es así porque en general poseen un
Quím 黄
45
radio atómico elevado en relación a la carga de sus núcleos, lo que posibilita que sus electrones de valencia se desprendan con mucha facilidad. (Al ser los electrones de valencia los que se encuentran a mayor distancia del núcleo, son los que menos atracción electrostática experimentan y por lo tanto son los que se desprenden con menor dificultad.)
Esto lleva a pensar que los iones metálicos con carga positiva o cationes deberían ser muy abundantes en la naturaleza. Sin embargo los cationes rara vez se pueden encontrar en estado libre en la naturaleza, esto es así porque al perder uno o más electrones su radio disminuye y su carga eléctrica aumenta. Un aumento en la relación carga/radio significa una disminución de la estabilidad termodinámica.
En general los cationes poseen una relación carga/radio tan elevada que rápidamente interactúan con otros iones, átomos o moléculas, para adquirir una estructura que resulte termodinámicamente más estable. A esta estabilización la consiguen ya sea interactuando con moléculas neutras, lo que provoca un aumento del radio molecular y una consiguiente disminución de la relación carga/radio; o con iones de con carga negativa (aniones) los que además de provocar un aumento en el radio molecular brindan una estabilidad adicional al “aliviar” al catión con cargas negativas.
Es común que en estas asociaciones, las moléculas o iones que otorgan estabilidad al catión central actúen como bases de Lewis, es decir, que al poseer uno o más pares de electrones no compartidos sean capaces de "inyectar" esos electrones en orbitales vacíos del catión para aumentar su estabilidad.
Los cationes metálicos casi siempre se encuentran en la naturaleza formando algún tipo de complejo que los estabiliza; con mucha frecuencia el agente acomplejante suele ser el solvente donde se encuentra disuelto.
Una buena parte de las sales metálicas de los metales de los grupos principales y de transición se encuentran hidratadas. Las aguas de hidratación se encuentran como ligandos que rodean al metal, enlazándose a través de un par electrónico no compartido del agua. Un ejemplo notable de esto son las sales de cobalto que se utilizan para "predecir el tiempo" en algunos juegos infantiles, en estas el cobalto se encuentra coordinado por un número de moléculas de agua que cambia con la humedad ambiental, el cambio en la coordinación del cobalto provoca un cambio en el color de la sal, de azul a rosado al aumentar la humedad y a la inversa.
La gran mayoría de la química de complejos trata de complejos con átomos centrales metálicos cargados positivamente, sin embargo existen compuestos en los cuales estos átomos centrales son no metálicos, o participan con carga cero, y hasta algunos en los cuales tienen carga negativa.
Historia
Quím 黄
46
A medida que se fue desarrollando la química, se sintetizaron una serie de nuevos compuestos muy llamativos, especialmente por sus colores; los cuales, a falta de una descripión más adecuada, tomaron los nombres de sus creadores, pues éstos no podían dejar ocultos tan deslumbrantes descubrimientos; así fueron y aún son conocidos la Sal de Magnus, 2PtCl2.2NH3 ó la Sal de Erdmann, KNO2.Co(NO2)2.2NH2. Otro de estos deslumbrantes compuestos fue el Azul de Prusia (Berliner Blau), KCN.Fe(CN)2.Fe(CN)3 producido por Diesbach en Berlín a comienzos del siglo XVIII. Este y muchos otros compuestos fueron utilizados como pigmentos por los pintores de la época.
Estos compuestos presentaban dos notables propiedades que los diferenciaban de los conocidos hasta el momento: Primero los brillantes cambios de color asociados a su formación, y segundo la reactividad alterada de los iones que participaban.
No fue sino hasta mediados del siglo XIX que los químicos comenzaron a interesarse por la verdadera naturaleza de su constitución y por su relación con otros compuestos más sencillos.
Al principio se encontró, como se puede notar en las fórmulas arriba expresadas, que estos compuestos parecían estar formados por la asociación de otros compuestos más sencillos. Esto llevó a identificarlos como "compuestos moleculares", para diferenciarlos de los "compuestos atómicos" más simples; y por último, se les dio el nombre de "COMPLEJOS", para diferenciarlos de los compuestos simples. A decir verdad, éste era un nombre acertado para la época, pues era difícil encontrarles una estructura valedera que pudiera explicar todas sus propiedades. A la par de ello el número de complejos conocidos aumentaba a medida que progresaba su estudio.
El desarrollo de modelos que permitieran explicar su naturaleza, tuvo que esperar la aparición de teorías y modelos válidos para compuestos menos complicados. Los pasos fundamentales en este sentido fueron en primer lugar, la definición de lo que se consideraba un compuesto "verdadero", más conocida como Ley de las Proporciones Definidas, propuesta por J.L. Proust en 1799, la cual establece que: "un compuesto determinado siempre estará constituido por las mismas proporciones de sus elementos"; lo que hoy conocemos como "estequiometría definida". Esta primera definición fue trascendental para separar unos compuestos de otros, especialmente en el caso de los complejos.
Luego, en 1827, J.J. Berzelius introdujo el concepto de isomería, el cual complementa la definición anterior pero introduce una pregunta clave: ¿Cómo se unen entre sí los átomos? Para encontrar una respuesta a esta pregunta fue definitiva la teoría de los tipos, propuesta por Ch. Gerhardt (hacia el año 1853), desarrollada para el amoníaco por Ch. A. Wurtz en 1849 y ampliada y trabajada por A. W. Von Hofmann (), hoy conocida como "Teoría del Amonio"; esta teoría fue una primera aproximación para explicar cómo estaban unidos los átomos en los abundantes "complejos" que contenían amoníaco.
Simultáneamente, se desarrolla la "Teoría de la Fuerza de Combinación" o "Teoría de la Atomicidad" (una primera aproximación al actual concepto de valencia), propuesta por E. Frankland en 1852 como una extensión de la ley de las proporciones definidas; esta teoría establece que "cada elemento sólo se puede unir a un número fijo de otros elementos"; así,
Quím 黄
47
se podía asegurar que la atomicidad del Cinc siempre era dos y la del Nitrógeno o la del Fósforo, 3 ó 5.
F.A. Kelulé en 1858, propone la noción de que muchos compuestos orgánicos tenían que ser producto de la unión entre sí en forma de cadenas de átomos de carbono. Además de lo conocido con anterioridad, esta noción influyó necesariamente en un segundo modelo desarrollado en 1869 y sustentado con éxito durante varias décadas por los escandinavos Blomstrand, profesor de Química en Lund (Suecia) y su alumno Jörgensen, más tarde profesor en la Universidad de Copenhague y uno de los experimentadores más sobresalientes de la química de la coordinación. Sin embargo el mismo Jörgensen habría de sintetizar el compuesto que definiría la validez de su teoría, concluyendo al final que su modelo, conocido como teoría de las cadenas, era incorrecto.
El reconocimiento de la verdadera naturaleza de los “complejos”, se inició con Alfred Werner (1866-1919) profesor de Química en Zúrich, quien demostró que las moléculas neutras que participaban en la formación del compuesto estaban directamente enlazadas al metal, de manera tal que las sales complejas como el CoCl3.6NH3 debían ser formuladas correctamente como [Co(NH3)6]3+Cl3-. También demostró que se originaban profundas consecuencias estereoquímicas si se hacía la suposición de que las moléculas o iones (ligandos) alrededor del metal ocupaban posiciones en los vértices de un cuadrado o de un octaedro.
Alfred Werner, propuso que los átomos podían exhibir simultáneamente más de un tipo de valencia. La primera parte de su teoría de la coordinación, publicada en 1893, puede resumirse en los siguientes tres postulados:
1. La mayoría de los elementos químicos presentan dos tipos de valencia, la valencia primaria o unión ionizable, hoy conocida como número de oxidación y la valencia secundaria o unión no ionizable, hoy conocida como número de coordinación.
2. Los elementos tienden a satisfacer tanto su valencia primaria como su valencia secundaria.
3. La valencia secundaria o número de coordinación, está distribuida en posiciones definidas en el espacio.
Estos tres postulados daban una explicación satisfactoria a las preguntas que se venían haciendo los químicos respecto a los "complejos". Tomando como ejemplo para la aplicación de los postulados la bien conocida y estudiada serie de las aminas CoCl3.6NH3, CoCl3.5NH3, CoCl3.4NH3, CoCl3.3NH3, se tiene que la valencia primaria o estado de oxidación del cobalto en todos los casos es 3+, y la valencia secundaria o número de coordinación de este ión es 6. El estado de oxidación 3+ del cobalto está compensado, como se ve claramente en todos los casos, por 3 iones cloruro. En el primer ejemplo todos los cloruros son iónicos y no forman parte del catión complejo [Co(NH3)6]3+; el número de coordinación 6 está satisfecho por 6 grupos NH3. En el segundo ejemplo, el número de coordinación está satisfecho por 5 NH3 y 1 Cl-, [CoCl(NH3)5]2+ y únicamente dos cloruros
Quím 黄
48
son iónicos. En el tercer caso, 4 NH3 y 2 Cl-- satisfacen el número de coordinación [CoCl2(NH3)4]+ y en el último caso lo satisfacen 3 NH3 y 3 Cl--, [CoCl3(NH3)3].
El tercer postulado llevó a Werner a afirmar que la presencia de isomería óptica para complejos del tipo [M(AA)3] (Donde AA es un ligando bidentado) era evidencia de una estructura octaédrica y que esta isomería era debida a la asimetría de la molécula; algunos químicos orgánicos rebatieron su hipótesis aduciendo que la actividad óptica se debía a la presencia de átomos de carbono en la estructura y que esta propiedad era exclusivamente debida al carbono. Esta controversia llevó a Werner y su grupo en 1914 a sintetizar el más extraordinario complejo de la época [Co(Co(NH3)4)3(OH)6], el cual no contenía carbono en su estructura; éste compuesto presentó, como hoy es obvio, isomería óptica, consolidando la teoría de la coordinación, y además mostrando que esta isomería es una función de las operaciones de simetría de las moléculas en general y no específica de un único tipo de átomo. Esta conclusión constituye un argumento más para considerar la química como una sola, con normas generales, y derrumbar murallas impuestas artificialmente entre la química orgánica y la inorgánica.
Werner obtuvo el Premio Nobel en 1913 por el desarrollo de su teoría de la coordinación. En sus conceptos fundamentales, ésta teoría continúa vigente ya que permite explicar correctamente muchos de los aspectos estructurales de los compuestos de coordinación.
Los estudios estereoquímicos de Werner fueron seguidos más tarde por las ideas de G. N. Lewis y N. V. Sidgwick, quienes propusieron que eran los electrones de la última orbita de un átomo los responsables de los enlaces químicos y que "un enlace químico requería compartir un par de electrones" de manera tal que quedara cumplida la condición que cada átomo participante en el enlace obtuviera al final ocho electrones en su capa más externa (Regla del octeto).
Con respecto a los compuestos de coordinación, Lewis postuló que: "los grupos que están unidos al ión metálico, conformando la entidad de coordinación, poseen pares libres de electrones, es decir, que no están compartidos en un enlace" y definió el número de coordinación como "el número real de pares de electrones que están unidos al átomo metálico".
En otro aspecto de su teoría, Lewis propuso una definición más general para ácidos y bases, en la cual una base es aquella que tiene un par libre de electrones que puede donar a otro átomo, mientras que un ácido es la sustancia que puede aceptar un par libre de electrones para formar un enlace. En este sentido, el ión metálico en un complejo es un ácido de Lewis y los grupos que están unidos a este ión en la entidad de coordinación son bases de Lewis.
Lewis propuso su modelo en 1916 y Sidgwick lo amplió hacia 1927, y resultó una verdadera revolución en la química porque permitió explicar de manera sencilla la naturaleza del enlace químico en compuestos sumamente diversos, llegando por ejemplo a considerar bajo esta óptica, a toda la química de complejos como simples reacciones ácido-base.
Quím 黄
49
EL modelo de Lewis fue posteriormente ampliado y completado por la Teoría del Enlace de Valencia (TEV) y la Teoría de Orbitales Moleculares (TOM) que nos permiten actualmente interpretar la gran mayoría de las reacciones y propiedades de los complejos.
Naturaleza de la unión átomo central-ligando
Ejemplo de un ión complejo octaédrico
Normalmente los ligandos son aniones, moléculas polares o fácilmente polarizables que poseen pares de electrones de valencia no compartidos, tales como H2O, NH3, X-, RCN-, etc. Esto permitiría explicar en principio de manera sencilla las atracciones que se establecen entre ligandos y cationes como de naturaleza electrostática: el par de electrones del ligando es intensamente atraído por la alta carga del catión, forzando a la molécula o anión que lo posee a acercarse.
Sin embargo esta aproximación no permite explicar cómo se forman los complejos con átomos centrales neutros o con carga negativa.
Una mejor aproximación es considerar a la unión átomo central-ligando como un tipo particular de aducto de Lewis en el cual participan los electrones del par electrónico no compartido del ligando y los orbitales vacíos (en especial los orbitales d o f) del catión central. En este enlace el ligando aporta un par de electrones de valencia no compartidos (base de Lewis), y el catión central los acepta (ácido de Lewis) para formar uno de los enlaces covalentes del complejo.
La unión entre átomo central y ligando es por tanto de tipo covalente.
Quím 黄
50
Este tipo de unión covalente en el cual uno de los átomos aporta los dos electrones del enlace, recibe el nombre de enlace covalente coordinado.
Con base en este modelo, algunos autores hacen una diferencia entre el enlace covalente propiamente dicho, en donde se supone que cada átomo comprometido aporta un electrón para formar el enlace por par electrónico, y el enlace de coordinación, en donde se propone que sólo uno de los átomos comprometidos en el enlace aporta el par de electrones. Si bien esta diferenciación ayuda a entender el origen del enlace, una vez formado el compuesto de coordinación ya no tiene sentido, puesto que los enlaces son equivalentes. El caso más sencillo para ilustrar lo anterior es el del H3N y el H3N-H+ o mejor NH4
+, en el que se podría pensar que este último enlace es diferente por ser coordinado y en algunos textos hasta se llega a representar como H3N-> H+; sin embargo, el ión NH4
+ es un tetraedro regular, en el que cada uno los cuatro enlaces es equivalente a los otros y por lo tanto, imposible de diferenciar.
La facilidad con la cual se forma este enlace covalente es explicada de manera sencilla por la capacidad del átomo central para deformar la nube de electrones del ligando, esta capacidad es tanto mayor cuanto mayor es la relación carga/radio del mismo.
Esto permite deducir por qué los cationes, y en especial aquellos con mayor carga y menor tamaño son los que forman complejos con mayor facilidad.
Son los orbitales f los que participan en los metales de transición interna
Quím 黄
51
Esta última regla tiene, sin embargo, algunas desviaciones: por ejemplo el cromo Cr3+ que tiene un radio iónico de 0.62 Å forma complejos con mayor facilidad que el aluminio Al3+, que posee un radio iónico de 0.45 Å. En estos casos cabe considerar el impedimento que poseen determinados aniones o moléculas de gran tamaño para acercarse lo suficiente para formar el enlace a orbitales vacíos del átomo central, acercamiento que es impedido en primera instancia por la ineexistencia de orbitales vacíos y en segundo lugar por la interferencia de otras moléculas de ligando similares (impedimento estérico). Es por ello que la química de coordinación está dominada por los metales de transición y de transición interna, ya que son átomos capaces de adquirir elevadas relaciones carga/radio, que poseen en general un gran número de orbitales de valencia desocupados (orbitales d en metales de transición y orbitales f en los de transición interna), y que aun así poseen un radio lo suficientemente elevado como para permitir el acercamiento de un gran número de ligandos.
Ligandos
Los aniones o moléculas capaces de actuar como ligandos deben poseer átomos que cuenten al menos con un par de electrones de valencia no compartidos. Estos átomos se encuentran en la esquina superior derecha de la tabla periódica, y entre ellos los más importantes son el oxígeno y el nitrógeno, dando paso luego al carbono, fósforo, azufre, cloro, flúor, etc.
Las moléculas que poseen un único átomo donador de electrones se denominan “ligandos monodentados", mientras que las que poseen más de un átomo donador reciben el nombre de “ligandos polidentados” o agentes quelantes, existe también un tercer tipo de ligandos conocidos genéricamente como “ambientados” que son en realidad ligandos que actúan como monodentados, pero de dos maneras diferentes.
Ligandos monodentados
Los ligandos de este tipo poseen un único punto de unión al átomo central, de allí el nombre monodentado que proviene de una combinación de palabras en griego y latín que quiere decir un único diente. Comúnmente se trata de moléculas pequeñas, que poseen un único átomo donador de electrones tales como el amoníaco (NH3), el agua (H2O), o los aniones halogenuro (X-), alcóxido (RO-), o alquilo (R-) entre otros.
Cuando se forma un complejo metálico a partir de un ligando monodentado se alteran notoriamente las propiedades de solubilidad del catión, en general esto debido a que el acomplejamiento provoca un aumento en el tamaño del ion, lo que a su vez se traduce en una disminución en la fuerza de atracción entre el catión y sus contraiones. Esto por lo general provoca un aumento en la solubilidad del ion, o, mejor expresado, una disminución de su tendencia a precipitar.
Quím 黄
52
Ligandos polidentados o agentes quelantes
Los ligandos de este tipo son capaces de establecer dos o más uniones simultáneas con el átomo central, pueden ser bidentados, tridentados, tetradentados etc. A este tipo de agentes se les suele llamar también "agentes quelantes" de la palabra griega kela que significa "pinza" porque el tipo de estructura espacial que forma con el átomo central se asemeja muchas veces a un cangrejo con el átomo central atrapado entre sus pinzas. Muchas veces se utiliza a los agentes quelantes como agentes precipitantes, ya que al ser capaces de establecer dos o más uniones simultáneas pueden funcionar como "puentes" entre dos o más átomos centrales, llevando a la formación de enormes agregados macromoleculares que precipitan con facilidad.
Entre este tipo de compuestos encontramos por ejemplo a los aniones fosfato (PO43-) ,
carbonato (CO32-), oxalato (-OOC-COO-), etilendiamina (H2N-CH2-CH2-NH2) bipiridina;
un ligando polidentado de enorme importancia por la cantidad de usos que tiene es el EDTA, el EDTA posee seis sitios de unión.
Ligandos ambidentados
Este típo de ligandos podría considerarse un caso especial de los ligandos polidentados, porque poseen más de un átomo capaz de donar pares de electrones no compartidos, sin embargo poseen un tamaño demasiado pequeño como para ser capaces de donar electrones con ambos átomos a la vez, y en lugar de ello se enlazan de una manera ú otra dependiendo de las circunstancias.
Dentro de este grupo encontramos por ejemplo a los aniónes tiocianato (S=C=N-), nitrito (O=N-O-) e isotiocianato (NC-S-)
Carga y número de coordinación
La carga total del ion complejo se determina por la sumatoria de las cargas del átomo central, más la de los ligantes que participan; por ejemplo en el ion hexacianoferrato (III) [Fe(CN)6], la carga del catión es +3, y cada uno de los iones cianuro posee carga -1, luego:
6 * ( − 1) + 3 = − 3,
que es la carga total del ión.
Quím 黄
53
Los ligandos se unen al átomo central en una región bastante próxima al mismo llamada esfera de coordinación que es el lugar en el espacio donde es posible que los electrones del ligando interactúen con los orbitales vacíos del átomo central.
Cada uno de los átomos del ligando que accede a la esfera de coordinación para aportar un par de electrones no compartidos se denomina átomo donador.
El número de coordinación de un átomo central en es directamente el número de pares de electrones que recibe de los átomos del o de los ligandos. Este valor depende del tamaño del catión central y del tamaño de los ligantes que participan en el complejo. Por ejemplo el hierro Fe3+ se coordina con hasta 6 aniones fluoruro para formar el complejo [Fe(F)6]3- (número de coordinación=6), pero sólo puede coordinarse con hasta 4 iones cloruro [Fe(Cl)4]- (número de coordinación=4) debido al tamaño mayor de éste último.
Formulación y nomenclatura
Reglas de formulación
Para expresar la fórmula de los compuestos de coordinación es conveniente tener presentes las reglas de formulación recomendadas por IUPAC, estas reglas son:
Los complejos se escriben entre corchetes Dentro de los corchetes se escriben primero los cationes, luego los aniones y por último
las especies neutras. De haber dos o más especies con el mismo tipo de carga, se ordenan alfabéticamente de
acuerdo al átomo que se encuentra unido al átomo central. Por último y por fuera de los corchetes, se escribe como superíndice la carga total del
complejo.
Así por ejemplo el hipotético complejo formado por 1Co3+, 3NH3 1H2O, 1Cl- 1F- se escribiría correctamente como:
[CoClF(NH3)3(H2O)]+
Reglas de nomenclatura
En cuanto a la nomenclatura IUPAC recomienda:
Tener presente en primer lugar si se trata de un complejo aniónico (con carga negativa) catiónico (con carga positiva) o si se trata de una especie neutra.
Por ejemplo:
[CrCl(NH3)5]2+ es un complejo catiónico [Co(CN)6]4- es un complejo aniónico
Quím 黄
54
[CuBr2(NH3)2] es un complejo neutro
Al nombrarlo se citan primero los ligandos, y estos en orden alfabético.
Los ligandos aniónicos se citan por su nombre habitual, por ejemplo H- (hidruro) o ClO4-
(tetraoxoclorato). Aunque existen un cierto número de ligandos con nombres especiales:
F- : fluoro Cl- : cloro Br- : bromo I- : yodo O2
- : oxo OH- : hidroxo O2
2- : peroxo HS- : mercapto S2
- : tio CN- : ciano
Para los ligandos neutros se utiliza su nombre habitual, con excepción de:
H2O : Aqua NH3 : Ammina
Los grupos NO (nitrosilo) y CO (cabonilo) se consideran ligandos neutros.
El orden alfabético no considera los prefijos numéricos que indican la presencia de varias moléculas de un mismo ligando. Por ejemplo aqua, diaqua y triaqua van antes que ciano.
Se utilizan los prefijos di-, tri-, etc., para especificar el número de cada clase de ligando sencillo (unidentado).
Para ligandos complicados (agentes quelantes polidentados), se usan otros prefijos:
2 = bis 3 = tris 4 = tetraquis 5 = pentaquis 6 = hexaquis
El nombre de los ligandos complicados se escribe encerrado entre paréntesis.
Los ligandos ambidentados reciben un nombre diferente de acuerdo a cuál sea el átomo que se une al grupo central.
Por ejemplo:
NO2> si se une a través del oxígeno (-O-NO) se denomina nitrito,
Quím 黄
55
pero si lo hace a través del nitrógeno (<-:NO2) se denomina nitro. SCN si se une a través del azufre (-S-CN) se denomina tiocianato, pero si se une a través del nitrógeno (-NCS) se denomina isotiocianato.
Una vez que ya se han nombrado todos los ligandos, se nombra al átomo central de la siguiente manera:
Si se trata de un complejo ANIONICO se utiliza la raíz del nombre del átomo central seguida de la terminación ATO, y al final entre paréntesis se escribe el estado de oxidación del átomo central con números romanos (Sistema de Stock)
Por ejemplo:
[Fe(CN)5(H2O)]2-: ión aquapentacianoferrato (III)
Si se trata de un complejo CATIONICO o NEUTRO no se añade ningún sufijo al nombre del átomo central.
Por ejemplo:
Ni(CO)4 : tetracarbonilníquel (0) [Fe(H2O)6]2+ : ión hexaaquahierro (II)
Las sales de iones complejos se denominan como cualquier otra sal, teniendo en cuenta el nombre del anión o catión complejo.
Por ejemplo:
K4[Fe(CN)6] hexacianoferrato (II) de potasio Mg2[Ni(NCS)6] hexakis(isotiocianato)niquelato(II) de magnesio [Co(H2O)6]Cl2 cloruro de hexaaquacobalto(II) [Cu(NH3)4]SO4 sulfato de tetramminacobre(II) [CoBr2(en)2]Cl cloruro de dibromomobis(etilendiamina)cobalto(III) [Pt(NH3)4][PtCl6)] hexacloroplatinato(IV) de tetraamminplatino(II)
Complejos Metálicos
Prácticamente todos los compuestos metálicos están formados por algún tipo de complejo (con excepción de los metales en estado de vapor, plasmas y aleaciones). Por lo que el estudio de la química de coordinación es prácticamente el estudio de la química inorgánica, desde el momento que la química de coordinación es la química de la mayor parte de la
Quím 黄
56
tabla periódica. Los átomos y iones metálicos solo existen en la fase condensada rodeados por ligandos.
Las áreas de la química de coordinación de metales pueden ser clasificadas de acuerdo a la naturaleza de sus ligandos. A grandes razgos en:
Química de coordinación clásica (O de los "complejos de Werner"): aquí los ligandos se unen a los metales, casi exclusivamente, por medio de "pares solitarios de electrones" que provienen del grupo principal de átomos del ligando.
Ej:
(H2O, NH3, Cl - , CN - , en - . [Co(EDTA)]−, [Co(NH3)6]Cl3, [Fe(C2O4)3]K3
Química organometálica: los ligandos son compuestos orgánicos sencillos (alquenos, alquinos, alquilos) como así también ligandos de estructura similar a los orgánicos tales como fosfinas, hidruro y carbonilo.
Ej:
(C5H5)Fe(CO)2CH3
Química bioinorgánica: los ligandos son compuestos orgánicos producidos por seres vivos, en especial cadenas laterales de aminoácidos, y muchos cofactores tales como las [[porfirina|porfirinas]
Ej:
Hemoglobina, vitamina B12 (cianocobalamina), clorofila
Química de clústers (grupos), en esta los ligandos son todos los citados anteriormente y además incluye a otros metales como ligandos.
Ej:
Ru3(CO)12
Aunque en muchos casos es difícil clasificar a un caso dentro de un grupo particular y es más fácil interpretarlo como una combinación de varios de ellos.
Ej:
[Fe4S4(Cisteinil)4]2−]
que es en realidad un clúster contenido dentro de una proteína biológicamente activa.
Quím 黄
57
La mineralogía, la tecnología de materiales, y la química del estado sólido (mientras se aplique a iones metálicos); pueden ser consideradas subdivisiones de la química de coordinación, en el sentido de considerar a metales rodeados de ligandos. En muchos casos estos ligandos son óxidos o sulfuros. Es verdad que el foco de la mineralogía, la tecnología de materiales y la química del estado solido difiere del foco usual de la química de coordinación. Las primeras se ocupan principalmente de estructuras poliméricas, y de las propiedades que se derivan de los efectos colectivos de un enorme número de metales interconectados. Mientras que la segunda, en contraste, se enfoca en la reactividad y propiedades de complejos que contienen átomos metálicos individuales, o pequeños agrupamientos de átomos; pero aun así los metales se encuentran coordinados, y los lineamientos y principios considerados para complejos también se les aplica.
Estructura espacial de los complejos
Las estructuras moléculares en la química de coordinación se encuentran primeramente descriptas por el número de coordinación, es decir por el número de ligandos unidos al grupo central (más específicamente, al número de enlaces sigma entre ligandos y grupo central). Normalmente es posible contar los ligandos unidos, pero algunas veces la cuenta de ligandos puede tornarse un poco ambigua. El número de coordinación se encuentra normalmente comprendido entre uno y nueve, pero no son extraños números de coordinación aun mayores para los lantánidos y actínidos. El número de coordinación va a depender del tamaño, carga, y configuración electrónica del grupo central y de los ligandos.
Los iones metálicos pueden presentar más de un número de coordinación.
La química de los complejos se encuentra dominada por las interacciones entre los orbitales moleculares s y p del ligando y los orbitales d de un ión metálico central. En conjunto los orbitales s, p y d del ión central pueden acomodar 18 electrones (ver la regla de 18 electrones), aunque para elementos del bloque f, esta regla se extiende hasta 32 electrones. El número máximo de coordinación para determinado elemento se encuentra por lo tanto relacionado con su configuración electrónica, (más específicamente con el número de orbitales vacíos que posee), y a la relación entre el tamaño de los ligandos y del grupo central. Grupos centrales grandes y ligandos pequeños permiten números de coordinación elevados, por ejemplo el [Mo(CN)8]4-. Grupos centrales pequeños y ligandos de gran tamaño tienden a desarrollar números de coordinación pequeños, por ejemplo Pt[P(CMe3]2. Es debido precisamente a su gran tamaño, que los lantánidos, actínidos y primeros elementos de transición tienden a desarrollar números de coordinación elevados.
De los diferentes números de coordinación resultan diferentes arreglos estructurales. La mayoría de las estructuras siguen un patrón cuasiesférico, (o, visto de otro modo, como si el grupo central se encontrara en medio de un poliedro y los grupos ligandos se ubicaran en los vértices del mismo). Es en estos puntos donde es posible que se produzca el solapamiento entre los orbitales de los ligandos y el grupo central. Las repulsiones ligando-ligando tienden a dirigir esta organización hacia determinadas geometrías regulares que minimizan las interferencias. Hay sin embargo, numerosos casos de desviaciones de estas organizaciones regulares, por ejemplo en los casos donde se unen ligandos de diferentes
Quím 黄
58
tipos, lo que causa diferentes longitudes de enlace, apartando a los ligandos de su organización cuasiesférica, o cuando se producen distorsiones por efectos electrónicos, por ejemplo en la distorsión de Jahn-Teller.
Geometría
Para los números de coordinación entre dos y nueve los arreglos geométricos más comunes que se presentan en complejos son aquellos que tienden a minimizar las fuerzas de repulsión entre orbitales de la capa de valencia
Se deben notar sin embargo algunas excepciones y previsiones.
La descripción idealizada para números de coordinación 5, 7, 8 y 9, a menudo es geométricamente indistinta de estructuras alternativas con ángulos L-M-L (ligando-metal-ligando) ligeramente distintos. El ejemplo clásico de esto es la diferencia entre las estructuras piramidal cuadrada y bipiramidal trigonal.
Debido a algunos efectos electrónicos especiales, tales como la estabilización de segundo orden Jahn-Teller, ciertas geometrías se ven favorecidas frente a otras estructuras posibles. Por ejemplo, para algunos compuestos con número de coordinación seis, la geometría prismática trigonal se ve favorecida por estabilización y es la adoptada por el complejo en lugar de la octaédrica.
Lineal
Ejemplo de la disposición espacial en un complejo lineal
La Lineal es la estructura de menor energía para un número de coordinación dos. En esta disposición el grupo central se encuentra entre los dos grupos ligandos y los tres forman una línea con un ángulo de enlace L-M-L de 180º
Trigonal plana
Quím 黄
59
Ejemplo de la disposición espacial en un complejo trigonal
La geometría molecular trigonal plana es la estructura que minimiza las interacciones para un número de coordinación tres. En esta disposición el grupo central se encuentra en el centro de un triángulo equilátero y los grupos ligandos se ubican en los vértices del mismo, con un ángulo de enlace L-M-L de 120º
Tetraédrica
Ejemplo de la disposición espacial en un complejo tetraédrico, con un catión en el centro
La estructura tetraédrica es la de menor energía posible para un número de coordinación cuatro. En esta disposición el grupo central se encuentra en medio de un tetraedro regular y los grupos ligandos se ubican en los vértices del mismo con un ángulo de enlace L-M-L de 109,5º
Quím 黄
60
Esquema de esferas en 3d de un complejo tetraédrico
Cuadrada plana
Ejemplo de la disposición espacial en un complejo cuadrado plano
La geometría molecular cuadrada plana es otra estructura posible para un número de coordinación cuatro, en esta los cuatro ligandos se disponen en un mismo plano en los vértices de un cuadrado. aparentemente es de energía mayor que la tetraédrica ya que los ángulos L-M-L son de 90º, pero aquí participan en general repulsiones debidas a orbitales con pares solitarios que se encuentran en posiciones polares.
Bipiramidal trigonal
Quím 黄
61
Ejemplo de la disposición espacial en un complejo bipiramidal trigonal
La geometría molecular bipiramidal trigonal es la que maximiza los ángulos de separación, y por lo tanto minimiza la energía para un número de coordinación de cinco. se puede ver como dos tetraedros unidos por la base y está muy próxima en energía a su isocoordinada. Esta disposición es anisotrópica, los ligandos en posición ecuatorial se encuentran separados 120º entre sí, pero un ligando ecuatorial se encuentra separado 90º de uno polar.
Piramidal cuadradado
Ejemplo de la disposición espacial en un complejo piramidal cuadrado
Quím 黄
62
La geometría molecular piramidal cuadrada se obtiene desplazando ligeramente uno de los vertices polares de una bipirámide trigonal hasta dejarlo en el mismo plano que el formado por dos de los vertices ecuatoriales y el restante vértice polar.
Octaédrica
Ejemplo de la disposición espacial en un complejo octaédrico
La octaédrica es la más típica disposición geométrica para los elementos de transición, y no resulta difícil ver porqué, si pusiéramos una esfera en el interior de un cubo (esfera inscrita), la esfera tocaria las caras del cubo en los vértices de un octaedro. Esta disposición consta de cuatro ligandos colocados en un mismo plano (llamado plano ecuatorial) y un ligando a cada uno de los lados de ese plano en "posición polar", en esta estructura el mínimo ángulo entre ligandos es de 90º.
Prismática trigonal
Quím 黄
63
Ejemplo de la disposición espacial de los enlaces en en un complejo prismático trigonal, el Tris(cis-1,2-difeniletilen-1,2-ditiolato)renio
La geometría molecular prismática trigonal es la siguiente en estabilidad para un número de coordinación seis, suele ser de menor estabilidad porque implica que los ligandos de los vértices del prisma queden enfrentados unos a otros, esta interferencia se minimiza en la disposición octaédrica (que en cierta forma podría ser considerada un antiprisma trigonal, donde se ha girado la cara superior para que los vértices no queden enfrentados). Por lo general esta estructura se presenta por una estabilizacion debida a algún otro factor no exclusivamente geométrico, por ejemplo por distorsión forzada de orbitales.
Bipiramidal pentagonal
Ejemplo de la disposición espacial en un complejo bipiramidal pentagonal
La configuración bipiramidal pentagonal es la preferida para un número de coordinación siete, como su nombre lo indica se puede ver como dos pirámides de base pentagonal unidas por la base.
Antiprismática cuadrada
Quím 黄
64
El complejo [XeF8]2- presenta geometría antiprismatica cuadrada
La geometría molecular antiprismática cuadrada es la configuración de menor energía entre las tres posibles configuraciones para un número de coordinación ocho, se puede pensar como un cubo en el que se ha girado la cara superior para que los vértices no queden enfrentados.
Esquema de la geometría antiprismatica cuadrada
Bipiramidal hexagonal
Quím 黄
65
El complejo [UO2(Acetato O, O')3] presenta una geometría bipiramidal hexagonal
La estructura molecular bipiramidal hexagonal es la siguiente en estabilidad para un número de coordinación ocho.
Tetraédrica triapicada
El complejo [Y(OH)8]3+ presenta una geometría tetraédrica triapicada
La estructura molecular tetraédrica triapicada es una estructura muy extraña entre los metales de transición, pero para elementos de transición interna resulta ser la estructura que minimiza todas las interacciones entre ligandos y las distorsiones orbitales por lo que se presenta incluso en compuestos muy sencillos tales como el ThCl4. Puede ser racionalizado como un dodecaedro de caras triangulares.
Esquema espacial de la estructura tetraédrica triapicada (dodecaedro de caras triangulares
Cúbica
Quím 黄
66
El complejo [U(CNS)8]4- presenta una clara geometría cúbica
Es la geométricamente menos estable de las configuraciones para el número de coordinación ocho y prácticamente no existe para los elementos de transición, aunque parece ser bastante común entre los elementos de transición interna, principalmente debido a que los orbitales f(xyz) apuntan hacia los vértices de un cubo, lo que disminuye la distorsión de estos orbitales al interactuar con los ligandos.
Prismática trigonal triapicada
El complejo [Pu(H2O)9]3+ es un claro ejemplo de una geometría prismática trigonal triapicada
La Prismática trigonal triapicada es la geometría más regular y estable que existe para un número de coordinación nueve. La aproximación más sencilla para comprender esta estructura tridimensional es imaginarse un prisma trigonal y a media altura insertar un triángulo de modo que los vertices de este queden apuntando al centro de las caras cuadradas del prisma.
Quím 黄
67
Índices de coordinación superiores a 9
Aunque más de las dos terceras partes de los complejos conocidos presentan índices de coordinación entre 6 y 9, se conocen algunos ejemplos de lantánidos y actínidos con índices de coordinación superiores: 10, 11 ó 12.
El número de coordinación 12 presenta un mayor número de ejemplos que el número de coordinación 10 y son muy pocos los descritos para número de coordinación 11. Sin embargo debe mencionarse que, en todos los casos, son complejos que implican ligandos quelato o macrociclo, no se conocen ejemplos de complejos con índices de coordinación mayores que 9 formados por ligandos monodentados.
Para un número de coordinación 12, cabría esperar una estructura regular con forma icosaédrica, sin embargo esta estructura prácticamente no existe en la química práctica, por el contrario la gran mayoría de las estructuras descriptas corresponden a tetraedros truncados, cubooctaedros o cubos tetraapicados.
En base a estas estructuras existen trabajos de química computacional que concluyen que en realidad la mejor manera de plasmar los índices de coordinación superiores a 9 es mediante esquemas de enlace más simples (tetraedro, bipirámide trigonal u octaedro) y que las estructuras pseudoregulares observadas son en realidad una consecuencia de la interacción de los orbitales del ligando quelato con la gran superficie de los orbitales 4f, 5f, 5d o 6d del grupo central, y no sólo es debida a la coordinación con los átomos dadores.
Isomería
Isomería es la propiedad que relaciona dos o más compuestos que poseen el mismo tipo y número de átomos, pero organizados estructuralmente de manera diferente.
Por razones de claridad se lo ha ubicado en una sección diferente, aunque técnicamente se encuentra dentro del estudio de la geometría de complejos.
La organización estructural de un determinado complejo es, en general, fija y estable, y se encuentra determinada por la disposición de menor energía posible, (esto es más o menos equivalente a decir que adopta la disposición con menores tensiones internas), sin embargo en algunos de estos casos existe más de una arquitectura con energías equivalentes o muy similares, lo que permite que los componentes de ese complejo adopten más de una disposición estructural. En esos casos se presenta la isomería de complejos.
Existe una gran variedad de tipos de isomería en los complejos de coordinación, sólo comparable en complejidad por la isomería de los compuestos de carbono.
Quím 黄
68
Estereoisomería
Estereoisomería es el tipo de isomería que se produce cuando en dos cumpuestos existen no sólo el mismo tipo y número de átomos; sino también el mismo tipo y número de enlaces, pero organizados espacialmente de manera diferente.
El estereoisomerismo puede ser clasificado en:
Isomería geométrica
La isomería geométrica ocurre en complejos octaédricos y cuadrados planos (no así en los tetraédricos). Cuando dos ligandos ocupan posiciones relativas diferentes uno con respecto a otro. Así cuando dos ligandos se encuentran opuestos uno al otro se dice que son trans y cuando son mutuamente adyacentes se dice que son cis. Cuando tres ligandos idénticos ocupan una de las caras de una disposición octaédrica, se dice que se trata de un isómero facial o fac. Si los tres ligandos se encuentran en el mismo plano que el grupo central, se dice que el isómero es meridional o mer.
Por ejemplo, en un compuesto octaédrico con tres ligandos de un tipo y tres ligandos de otro, existen dos isómeros geométricos: el mer en el cual cada uno de los dos grupos de tres ligandos se encuentra en uno de los meridianos, y el fac en el cual cada grupo de tres ligandos se encuentra en una de las caras del octaédro.
cis-[CoCl2(NH3)4]+ trans-[CoCl2(NH3)4]+
fac-[CoCl3(NH3)3] mer-[CoCl3(NH3)3]
Isomería óptica
La isomería óptica se da cuando la imagen especular de un compuesto no es superponible con el compuesto original. Se denomina isomería óptica debido a que los compuestos son ópticamente activos, esto es, que hacen girar el plano de vibración de la luz polarizada. Este comportamiento desigual se produce porque los enlaces, que no son más que grupos de electrones, resuenan de manera diferente sometidos al campo electromagnético que es la luz. En los compuestos ópticamente activos la suma de todas las resonancias dá como resultados vectores diferentes, porque los enlaces tienen ciertamente orientaciones diferentes.
Quím 黄
69
se utiliza el símbolo Λ (lambda) para describir la hélice con giro a la izquierda formada por tres ligandos bidentados, tal como se muestra. De manera similar se utiliza el símbolo Δ (delta) como prefijo para describir la hélice con giro hacia la derecha.
Λ-[Fe(ox)3]3− Δ-[Fe(ox)3]3− Λ-cis-[CoCl2(en)2]+ Δ-cis-[CoCl2(en)2]+
Isomería estructural
Este tipo de isomería se da cuando el número y tipo de átomos son iguales, pero enlaces son diferentes entre sí. Existen dos grandes tipos de isomería estructural en los compuestos de coordinación, la isomería de enlace que se produce cuando los ligandos que acceden a la esfera de coordinación son los mismos, y la isomería de esfera de coordinación, en la que los ligandos en la esfera de coordinación son diferentes.
Isomería de enlace
La isomería de enlace se produce cuando un ligando se puede unir de más de una forma al grupo central, un claro ejemplo es lo que ocurre con los ligandos ambidentados, por ejemplo el NO2 es un ligando ambidentado: se puede unir al grupo central por cualquiera de sus oxigenos (que son equivalents) o por el nitrógeno.
Isomería de esfera de coordinación
Este tipo de isomería se produce cuando un compuesto de coordinación alterna los grupos ligandos que acceden a su esfera de coordinación por grupos que se encuentran fuera de la misma en el retículo sólido (ver agua de cristalización). Por ejemplo, el CrCl3(H2O)6 existe en tres formas comunes: [Cr(H2O)]Cl3 (de color violeta), [Cr(H2O)5Cl]Cl2·H2O (de color verde), y [Cr(H2O)4Cl]Cl·2H2O (también de color verde). En los compuestos segundo y tercero, el agua ha sido desplazada de la esfera de coordinación por iones cloruro y su lugar pasa a ocupar posiciones en en el retículo sólido del cristal.
Quím 黄
70
Estructura electrónica de los complejos
Prácticamente todas las propiedades que se observan en los complejos son producto de sus estructuras electrónicas, esto es, son funciones de la manera en que los electrones se organizan dentro de la molécula, tratar de entender entonces como es que estos electrones se encuentran organizados es una buena forma de tratar de empezar a entender las propiedades de los complejos.
A partir de los descubrimientos de Werner, comenzaron a aparecer diferentes modelos teóricos que trataron de explicar los extraños comportamientos observados en los complejos.
Hacia 1929 aparece la teoría del campo cristalino (TCC) propuesta por los físicos Hans Bethe y Van Vleck, que permite explicar de manera conceptualmente muy sencilla el color y las propiedades magnéticas de los complejos, aunque no se correlaciona de buena manera con todos los complejos, ni permite explicar la naturaleza de los enlaces.
Hacia 1933 Linus Pauling introduce la teoría del enlace de valencia (TEV), que trata de explicar el porqué de la direccionalidad de los enlaces en los compuestos y comienza a dar una explicación de la naturaleza de los mismos.
La teoría de orbitales moleculares (TOM) es una consecuencia natural de la teoría del enlace de valencia que avanza sobre los aspectos cuánticos del enlace químico, permite una comprensión mucho más profunda de los fenómenos implicados en la formación de un enlace químico y permite explicar los comportamientos de muchas clases de complejos, sin embargo para muchas aplicaciones resulta demasiado complicada.
La teoría del campo de ligandos (TCL) es un modelo combinado que permite una derivación sencilla de la teoría de orbitales moleculares, utilizando para resolver las ecuaciones formales una aplicación de la teoría de grupos. Goza casi de la misma sencillez conceptual que la teoría de campo cristalino y permite explicar de manera razonablemente precisa una gran cantidad de compuestos.
En todas las disciplinas científicas siempre se trata de utilizar el modelo más sencillo que sirva para explicar cada situación en particular, es por ello que, a pesar de que la teoría de orbitales moleculares es la que brinda una simulación más realista, en general para situaciones sencillas se suele utilizar la teoría de campo cristalino como modelo.
Teoría del campo cristalino (TCC) Artículo principal: Teoría del campo cristalino
Quím 黄
71
Modelo espacial de los orbitales "d"
Esta teoría considera sólo la geometría de los orbitales d de un catión central y su interacción con unos ligantes considerados como cargas negativas puntuales. Según este modelo los ligandos son atraídos por la carga positiva del metal, pero al aproximarse generan repulsiones sobre los electrones d del catión deformando los orbitales en los que estos se encuentran. Un orbital deformado presenta una mayor energía que uno con su forma "natural" por lo que los electrones tienden a ocupar posiciones en los orbitales "nativos" siempre que resulte posible, esto es siempre que la diferencia de energía entre los orbitales de mayor y los de menor energía no sea menor que la energía de apareamiento debida a la repulsión de los electrones en un mismo orbital.
Un ejemplo sencillo es lo que ocurre para un complejo octaédrico, si se hace la suposición de que los ligandos avanzan sobre los ejes de un sistema cartesiano tridimensional, los orbitales que se van a ver principalmente afectados son los que tienen componentes principales sobre estos ejes. al ver el gráfico de orbitales d se puede notar que estos orbitales son el d z2 y el dx2-y2. Como consecuencia aumentan su energía y se separan del resto de los orbitales d, formando dos subgrupos de orbitales: el grupo de alta energía eg y el grupo de baja energía t2g.
El grado de separación entre orbitales eg y t2g va a depender de la fuerza de los ligantes, es decir del grado en que estos ligantes sean capaces de deformar los orbitales d. La serie
Quím 黄
72
espectroquímica es una tabla empírica que ordena los ligandos de acuerdo al grado de separacíon que causan en los orbitales d, de menor a mayor fuerza son:
I − < Br − < S 2− < SCN − < Cl − < NO3− < N3
- < F − < OH − < C2O42− < H2O < NCS − < CH3CN <
py < NH3 < en < 2,2'-bipiridina < phen < NO2− < PPh3 < CN − < CO
Según este modelo las transiciones electrónicas entre estos orbitales d de diferente energía son las responsables de las absorciones de determinadas longitudes de onda que dan color a los complejos (a menor longitud de onda mayor energía y por tanto mayor fuerza del ligando).
Cuando la separación entre orbitales de baja energia y de alta energía es mayor que la energía de apareamiento de los electrones, todos los electrones tienden a ocupar posiciones en los orbitales de baja energía de acuerdo al principio de Aufbau, formando lo que se conoce como un complejo de bajo espín. Por otro lado si la separación entre orbitales es menor que la energía de apareamiento, los electrones tienden a ocupar todos los orbitales (sean de baja o alta energía) antes de empezar a aparearse de acuerdo a la regla de Hund, formando lo que se conoce como un complejo de alto espín.
De acuerdo a este modelo la cantidad de electrones en condiciones de espín apareado o desapareado, son las responsables de las propiedades magnéticas de los complejos.
Teoría del enlace de valencia (TEV) Artículo principal: Teoría del enlace de valencia
La teoría del enlace de valencia es principalmente un avance geométrico sobre una estructura de Lewis. Básicamente se basa en la idea de que varios orbitales atómicos diferentes pueden combinarse de manera lineal (esto es siguiendo las operaciones del álgebra lineal) para formar orbitales híbridos de iguales energías y con una disposición particular en el espacio.
Linus Pauling, utilizando las ideas de un trabajo previo de Walter Heitler y Fritz London , desarrolla entre 1.930 y 1.940 esta nueva teoría sobre el enlace covalente diciendo que se forma por solapamiento o superposición de dos orbitales atómicos, de modo que los electrones compartidos pertenecen a la vez a los orbitales de los dos elementos enlazados. En otras palabras, esta teoría supone que la formación del enlace covalente ocurre porque se produce el solapamiento o traslape de los orbitales atómicos de los átomos participantes, y que este emparejamiento tiene lugar de modo tal que se produzca el apareamiento de electrones con espines electrónicos de signo contrario; dando lugar a una región espacial de densidad electrónica aumentada común a ambos átomos.
Quím 黄
73
En pocas palabras esta teoría establece que un enlace químico se forma cuando se combinan de manera lineal orbitales de diferentes átomos en determinadas regiones del espacio, sin embargo se distingue de la teoría de orbitales moleculares en que la teoría del enlace de valencia considera a los electrones como pertenecientes a cada átomo en particular.
Para su comprensión es necesario tener en cuenta que únicamente interesarán los orbitales más exteriores de la estructura atómica, y que en la forma espacial que adquieren se ven favorecidas aquellas estructuras de hibridación que maximizan las interacciones para formar enlaces, esto es, que aumentan el solapamiento o traslape de orbitales.
La teoría del enlace de valencia forma parte y complementa a la teoría de orbitales moleculares. La teoría de orbitales moleculares puede predecir propiedades magnéticas (diamagnetismo y paramagnetismo) de una forma más directa, aunque la teoría de enlace de valencia en una forma complicada genera los mismos resultados.
Teoría de orbitales moleculares (TOM) Artículo principal: Teoría de orbitales moleculares
La Teoría de orbitales moleculares hace uso de una combinación algebraica lineal de funciones de onda de orbitales atómicos para formar orbitales híbridos, en este sentido se parece a la Teoría del Enlace de Valencia, con la diferencia de que la teoría de orbitales moleculares considera que los orbitales de valencia atómicos desaparecen al formarse un compuesto quedando en su lugar orbitales moleculares que cubren enteramente a la molécula. Un orbital molecular no es más que un orbital de Schrödinger que incluye en su planteamiento a más de un núcleo atómico.
La teoría de orbitales moleculares indica que se forman tantos orbitales moleculares como orbitales atómicos de valencia hay disponibles para formarlos. Así, si se trata de un compuesto que posee dos átomos uno con un orbital s y otro con un orbital s y tres orbitales p, la molécula formada poseerá cinco orbitales moleculares.
Estos orbitales moleculares se dividen en enlazantes, no enlazantes y antienlazantes. Los orbitales enlazantes son aquellos en los que los electrones tienden a pasar la mayor parte del tiempo formando una zona con alta densidad de carga entre los núcleos atómicos, esta zona provoca interacciones atractivas núcleo-electrones-núcleo que mantienen unidos a los átomos entre sí. Un orbital no enlazante es muy similar a un orbital atómico (en la combinación lineal posee mayor proporción de orbital atómico que de orbital molecular), y se encuentra ubicado en estratos profundos de la molécula, un electrón en este tipo de orbitales tiende a pasar aproximadamente el mismo tiempo cerca de cada núcleo sin generar una verdadera densidad de carga entre ambos, por lo que las fuerzas atractivas núcleo-electrones-núcleo son aproximadamente de la misma magnitud que las de repulsión entre núcleos. Un orbital antienlazante es aquel en donde los electrones pasan la mayor parte del tiempo alejados de los núcleos, por lo que las repulsiones núcleo-núcleo que se producen son mucho mayores que las atracciones núcleo-electrones-núcleo.
Quím 黄
74
Los electrones provistos por cada átomo participante se distribuyen dentro de los orbitales moleculares según la regla de Hund, si hay muchos electrones en orbitales enlazantes el compuesto tiene una alta tendencia a formarse y resulta muy estable, y si hay igual número de electrones en orbitales enlazantes que en no enlazantes el compuesto no se forma.
La teoría de orbitales moleculares arriba a resultados similares a los de la hibridación de orbitales atómicos descriptos por la teoría del enlace de valencia, para describir la geometría de moléculas y entre ellas la geometría de complejos, además permite predecir de manera muy acertada la reactividad química, las propiedades magnéticas, el color y hasta la conductividad eléctrica de diferentes substancias. Es muy útil para la confección de modelos computacionales de moléculas, en especial de moléculas extremadamente grandes, y resulta muy fácil de entender para un planteamiento con un número pequeño de átomos. En cierta forma se puede considerar a la teoría del enlace de valencia una especie de caso límite de la teoría de orbitales moleculares. Sin embargo sus soluciones resultan demasiado complejas para resolverlas sobre papel a partir de un número relativamente pequeño de átomos. (Como ejemplo, según esta teoría un complejo con un átomo central del bloque d, y cinco ligandos del bloque p, posee 29 orbitales moleculares, y eso considerando ligandos monoatómicos), por lo que muchas veces resulta más sencillo utilizar la TEV.
Teoría del campo de ligantes (TCL) Artículo principal: Teoría del campo de los ligantes
La teoría del campo de ligantes que en cierta forma puede considerarse un híbrido entre la teoría de orbitales moleculares y la teoría del campo cristalino; representa en realidad una aplicación basada en la teoría de grupos de la teoría de orbitales moleculares. Permite describir el enlace, la disposición geométrica de orbitales, las características magnéticas y los colores de los compuestos de coordinación sin las limitaciones que presenta la TCC y con menores dificultades que la TEV.
El análisis por TCL es muy similar al que se hace por orbitales moleculares, pero resulta altamente dependiente de la geometría del complejo, ya que sólo hace uso de los orbitales que "geométricamente hablando" pueden formar enlaces, para combinarlos en orbitales moleculares. Esto simplifica notoriamente los planteamientos y los resultados y permite arribar a conclusiones válidas sin tener que recurrir al uso de complicados modelos computacionales.
Coloración de los complejos
Una sustancia posee color cuando absorbe determinadas longitudes de onda electromagnéticas comprendidas dentro del rango visible.
Quím 黄
75
La absorción de determinadas longitudes de onda es debida a la transición entre dos estados energéticos de los electrones que forman los orbitales de un átomo, o los enlaces de una molécula.
Cada tipo de electrón puede absorber sólo determinadas cantidades de energía, esto debido a la naturaleza del orbital atómico o molecular que ocupa.
Como la diferencia de energía entre dos niveles electrónicos es igual a la energía del fotón absorbido, es posible relacionar esta energía con la longitud de onda del fotón según:
ΔEelectrón=Efotón= hν = hc/λ
Donde:ΔE= Diferencia de energía, h=constante de Planck, ν= Frecuencia de la onda, c=velocidad de la luz y λ=Longitud de onda
Luego cada transición electrónica absorbe determinadas longitudes de onda de luz. Si la transición absorbe longitudes de onda dentro del rango visible (420 a 750 nm), entonces el compuesto, al ser iluminado con luz blanca, se ve coloreado; y precisamente del color complementario al color absorbido. Por ejemplo un compuesto que absorbe luz roja mostrará un color compuesto por los colores azul y verde que no son absorbidos, uno que absorba el color verde mostrará color violeta (rojo y azul), uno que absorba azul mostrará color amarillo (verde y rojo), etc.
Los colores notablemente intensos y vistosos de los compuestos de coordinación están determinados por la diferencia de energía (D) entre los conjuntos de orbitales eg y t2g en sus iones complejos. Cuando el ion absorbe luz en el intervalo visible, los electrones son excitados (saltan) del nivel de energía más bajo t2g al más alto eg.
Por ejemplo si consideramos al ion [Ti(H2O)6]3+, el cual da lugar a disoluciones púrpuras en agua. El ion hidratado Ti3+ es un ion d1, con el electrón d en uno de los tres orbitales t2g de menor energía. La diferencia de energía (D) entre los orbitales eg y t2g en este ion corresponde a la energía de los fotones que abarca el intervalo verde y amarillo. Cuando la luz blanca incide sobre la disolución, estos colores de la luz se absorben, y el electrón salta a uno de los orbitales eg. Se transmite luz roja, azul y violeta, así que la disolución se ve púrpura.
Los espectros de absorción muestran las longitudes de onda absorbidas por un ion metálico con diferentes ligandos, y por iones metálicos diferentes con el mismo ligando.
A partir de datos como estos, es posible inferir la estructura de los orbitales d que intervienen en el complejo ya que relacionamos la energía de la luz absorbida con los valores de D (diferencia de energía entre orbitales de alto y bajo espín) y surgen dos observaciones importantes:
Quím 黄
76
Para un ligando dado, el color depende del estado de oxidación del ion metálico. Una disolución del ion [V(H2O)6]2+ es violeta, y una disolución del ion [V(H2O)6]3+ es amarilla. Para un ion metálico dado, el color depende del ligando. Esta observación permite clasificar a los ligandos en la serie espectroquímica arriba comentada.
Propiedades magnéticas de los complejos
En general las propiedades magnéticas dependen del número de electrones desapareados que posea el complejo. Cuando haya uno o más electrones desapareados, el complejo será paramagnético y se verá atraído por los campos magnéticos en grado proporcional al número de electrones desapareados. Si no hay electrones desapareados, el compuesto será diamagnético y se verá ligeramente repelido por los campos magnéticos. Como al estar desapareados, la energía del sistema es menor, si el desdoblamiento energético es pequeño, es más favorable la situación en la cual los electrones están desapareados, ocupando los orbitales d superiores e inferiores (configuración de alto espín) , mientras que si el desdoblamiento es grande, los electrones estarán apareados en los niveles d inferiores (configuración de bajo espín). En el primer caso, el complejo es fuertemente paramagnético, mientras que en el segundo sólo lo es débilmente (5 e- desapareados frente a 1).
Propiedades químicas de los complejos Complejos en los seres vivos
Vitamina B12, un complejo de cobalto
Grupo heme, un complejo que contiene hierro
Quím 黄
